Важнейшие классы химических соединений

Важнейшие классы химических соединений. Химические формулы и расчеты. Основные типы химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции.

            Все химические вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов (например, Сг, В, Н₂, О₂, Br₂). Простые вещества делятся на металлы и неметаллы (металлоиды).

            Сложные химические вещества делят на органические и неорганические. Органическими веществами принято называть соединения углерода с водородом, азотом и некоторыми другими элементами; все остальные вещества называются неорганическими, или минеральными.

            Неорганические вещества делятся на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, и многоэлементные; кислородсодержащие, азотсодержащие и т.п.) или по их функциональным признакам (кислоты, гидроксиды, восстановители, окислители и пр.).

            К важнейшим бинарным соединениям относятся оксиды (соединения элементов с кислородом); галогениды или галиды (соединения элементов с галогенами, элементами подгруппы фтора); нитриды (с азотом); карбиды (с углеродом); а также гидриды (с водородом).

 Например, AgO - оксид серебра; Na F - фторид натрия; Mg₃N₂ - нитрид магния; CaC₂ - карбид кальция; СaH₂ - гидрид кальция. Если менее электроотрицательный элемент может иметь переменную валентность, то после названия соединения валентность указывают в скобках римскими цифрами, например, Cu₂O - оксид меди (I), CuO - оксид меди (II), N₂O₅ - оксид азота (V).

            Среди многоэлементных соединений одними из самых важных являются гидроксиды - вещества, состоящие из гидроксогуппы (гидроксильной группы) ОН и металла. Основные гидроксиды (например, КОН) проявляют свойства оснований (отщепляя в водном растворе гидроксильные группы), кислотные гидроксиды (например, HONO₂) в водном растворе ведут себя как кислоты, отщепляя ион водорода. Амфотерные основания (например, Zn(OH)₂) проявляют как те, так и другие свойства.

 Гидроксиды, образованные металлами первой группы (главной подгруппы) LiOH, NaOH, KOH, RbOH хорошо растворимы в воде, очень активны и носят тривиальное название щелочей. Растворимы и некоторые гидроксиды металлов второй группы _ кальция и бария. В зависимости от количества гидроксильных групп, входящих в состав гидроксидов, их делят на однокислотные (NaOH), двукислотные (Zn(OH)₂) и т.д.

            Кислотами называются соединения, способные в растворах отщеплять ионы водорода. Кислоты делятся на бескислородные (HCl, HF, H₂S, HCN  и т.п.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, H₃PO₄, HNO₃  и пр.) В зависимости от числа входящих в молекулу кислоты атомов водорода кислоты подразделяют на одноосновные, двухосновные, трехосновные и т.д.

Рекомендуемые материалы

            Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами других атомов, например, ионом аммония NH₄⁺) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками.

При полном замещении получаются средние (нормальные) соли (например, Na₂CO₃ - карбонат натрия). При неполном замещении водорода получаются кислые соли (например, NaHCO₃ - гидрокарбонат натрия), при неполном замещении гидроксила - основные соли (Mg(OH)Cl - хлорид гидроксомагния).  Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями (например, KCr(SO₄)₂ - хромокалиевые квасцы).

            В нижеследующей таблице приведены названия некоторых наиболее распространенных кислот и их солей:

По исторически сложившейся традиции некоторые кислоты, также как и соли некоторых кислот, имеют тривиальные названия, отличающиеся от систематических.

            Химические расчеты основаны на том, что состав химических веществ можно выразить химическими формулами, а взаимодействия между веществами - химическими уравнениями.

            Химическая формула дает много сведений о веществе. Она показывает, из каких элементов состоит данное вещество и сколько атомов каждого элемента в его молекуле. Формула позволяет также рассчитать ряд величин, характеризующих вещество.

            Молекулярную (молярную, или мольную) массу вещества рассчитывают по формуле как сумму атомных масс атомов, входящих в состав молекулы вещества с учетом количества каждого атома.

            Эквивалентную массу вещества вычисляют исходя из его молекулярной массы. Эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на валентность элемента. Эквивалентная масса кислоты равна ее молекулярной массе, деленной на основность кислоты. Эквивалентная масса основания равна его молекулярной массе, деленной на валентность металла, образующего основание. Эквивалентная масса соли равна ее молекулярной массе, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле.

            По закону эквивалентов, вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Э₁/Э₂ = m₁/m₂

При расчетах эквивалентов элементов или их оксидов эквивалент кислорода принимается равным 8. Эквивалент водорода равен 1. Эквивалентные массы элементов и сложных веществ могут принимать несколько значений, если элемент имеет переменную валентность, а вещество способно вступать в реакции разного типа.

            При химических расчетах  удобно пользоваться такими единицами измерения массы вещества, как:

· Грамм-атом  - количество вещества в граммах, равное его атомной массе.

· Грамм- молекула – количество вещества в граммах, равное его молекулярной массе. По закону Авогадро грамм-молекула любого газа занимает при нормальных условиях (Т=273,15 К и Р = 1атм, или 1,01∙10⁵ Па) одинаковый объем, равный 22,4 л, или 22,4∙10^-3 м³.

· Грамм –эквивалент – количество вещества в граммах, равное его эквивалентной массе.

· Грамм-ион – количество вещества в граммах, равное массе его иона.

В 1971 году решением Генеральной конференции по мерам и весам в Париже было введено понятие моль. Моль – это количество вещества определенной химической формулы, содержащее то же число формульных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, квантов или других частиц), какое имеется в 12 г (точно!) чистого изотопа углерода ¹²С, то есть N_A = 6,023 ∙10²³ частиц (число Авогадро). Нетрудно заметить, что понятие моль включает в себя все вышеперечисленные единицы измерения массы (от г-атома до г-иона).

            Любую реакцию можно выразить химическим уравнением. Написав уравнение реакции,  где в левой части приводятся формулы исходных веществ, а в правой – формулы продуктов реакции, уравнивают количества атомов в правой и левой его частях. При этом изменять формулы веществ нельзя. Каждая формула в уравнении обозначает 1 моль вещества. Поэтому, зная молярные массы веществ - участников реакции и коэффициенты в уравнении, можно найти количественные соотношения между исходными веществами и продуктами реакции. Например, в уравнении:    2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O; 2 моля гидроксида натрия вступают в реакцию с 1 молем серной кислоты. При этом получается 1 моль сульфата натрия и 2 моля воды. Учитывая, что молярные массы участвующих в реакции веществ равны соответственно 40, 98, 142 и 18 г/моль уравнение можно прочесть так: 80г гидроксида натрия взаимодействуют с 98 г серной кислоты с образованием 142 г сульфата натрия и 36 г воды. Исходя из уравнений реакции, можно найти любую неизвестную величину, если, например, известно, сколько граммов гидроксида натрия вступает в реакцию.

            Процессы, происходящие в химических системах, можно разделить на две группы. Превращения вещества, в результате которых изменяются структура или агрегатное состояние вещества, но химический состав его остается неизменным, называются фазовыми переходами. К ним относятся процессы плавления, испарения, сублимации или растворения вещества. Например, фазовые превращения воды можно записать в виде следующих уравнений: 1) Н₂Ок → Н₂Ож (плавление); 2) Н₂Ож → Н₂Ог (испарение); 3) Н₂Ок → Н₂Ог (сублимация). Растворение сульфата меди можно представить следующим уравнением: CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄∙5H₂O.

Превращения, при которых изменяется химический состав и структура соединений, называются химическими реакциями. Химические реакции можно разделить на следующие основные типы:

1) реакции соединения (из простых веществ получаются более сложные)

а) 2Cu + O₂ = 2CuO; б) H₂ + Cl₂ = 2HCl

2) реакции разложения (из сложного вещества получаются более простые)

а) 2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂;  б) HCOOH = CO + H₂O;

3) реакции обмена (молекулы взаимодействующих веществ обмениваются своими частями)

а) BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl; б) Na₂CO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O; в) НCl + NaOH = NaCl + H₂O;

Реакции обмена идут до конца, если в результате реакции образуется нерастворимое вещество (а), газ (б) или малодиссоциирующее соединение (в).

В противном случае реакция будет обратимой, и в числе продуктов реакции будут находиться и исходные вещества, образовывающие при обратном обмене (в ходе обратной реакции), например, г) KCl + Na₂SO₄ ↔ K₂SO₄ + NaCl.

Нерастворимые (или малорастворимые), газообразные и малодиссоциирующие вещества всегда принято записывать в виде молекулярной, а не ионной формулы. Растворимые вещества в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы соответственно) и их реакции можно записывать и в молекулярном, и в ионном виде.

4) окислительно-восстановительные реакции (в результате реакции меняется степень окисления, или окисленность,  входящих в молекулы элементов).

а) Zn + 2HCL = ZnCl₂ + H₂; б) 5K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

            В молекулах сложных веществ осуществляются, как правило, полярные ковалентные связи. Неравномерность распределения электронов в молекулах, состоящих из атомов с различной электроотрицательностью, называется окисленностью. Менее электроотрицательный элемент, электроны которого смещаются к более электроотрицательному элементу, приобретает положительную окисленность, а более электроотрицательный элемент - отрицательную окисленность. В ионных соединениях валентные электроны полностью переходят от одного атома, который становится положительно заряженным катионом,  к другому, становящемуся отрицательно зараженным анионом. 

            Число электронов, смещенных от одного атома данного элемента (при положительной окисленности) или к одному атому данного элемента (при отрицательной окисленности) называется степенью окисленности элемента, или степенью окисления, или окислительным числом. Наиболее употребительным является термин "степень окисления". Для большинства химических соединений понятие степени окисления является условным, так как не отражает реальный заряд данного атома, однако это понятие широко используется в химии и помогает понять природу многих химических процессов.

            В простых веществах степень окисления всегда равна нулю. Некоторым элементам свойственна одна степень окисления, другие проявляют различные степени окисления в различных соединениях. Постоянную степень окисления, равную (+1) имеют щелочные металлы первой группы и щелочноземельные металлы второй группы. Фтор всегда имеет степень окисления (-1). Для водорода степень окисления в большинстве соединений равна (+1), а для кислорода, как правило (-2). Зная формулу химического соединения, можно определить степень окисления любого элемента, если в состав соединения входят вышеупомянутые элементы с постоянной степенью окисления, учитывая, что молекула в целом должна быть электронейтральна.

            В качестве примера рассчитаем степень окисления азота в следующих соединениях: NH₃ (-3), N₂H₄ (-2), NH₂OH (-1), N₂ (0), NO (+2), NaNO₂ (+3), NO₂ (+4), KNO₃ (+5). Примеры расчетов окисленности азота: NH₃: х + 3(+1) = 0; х =  -3;  NaNO₂: +1 + х + 2(-2) = 0; х =+3; KNO₃: +1 + х + 3(-2) = 0; х = +5.

Иногда расчет оказывается затруднительным. Например, в соединениях PJ₃, NJ₃ для определения степени окисления элементов следует пользоваться таблицей электроотрицательности элементов. Так, электроотрицательности фосфора, йода и азота равны соответственно 2,2; 2,6 и 3,07. Учитывая, что при образовании химической связи электроны смещаются в сторону элемента с большей электроотрицательностью, определяем степени окисления фосфора и йода в йодиде фосфора как (+3) и (-1) соответственно, а азота и йода в йодиде азота как  (-3) и (+1) соответственно.

            Необходимо также уметь рассчитывать заряд ионов, входящих в состав молекулы. Например, молекула серной кислоты H₂SO₄ распадается в растворе на ионы Н⁺¹ и SO₄^-2; молекула хлорида натрия NaCl - на ионы Na⁺¹ и Cl^-1; молекула дихромата калия K₂Cr₂O₇ - на ионы K⁺ и Сr₂O₇^-. Нерастворимые соединения не образуют ионов и записываются в виде нейтральных молекул. В виде нейтральных молекул записываются и газы.

            При окислительно-восстановительных реакциях электроны переходят от атомов одних элементов к атомам других элементов. Вещества, присоединяющие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электронов называется восстановлением. Следовательно, окислитель в окислительно-восстановительной реакции восстанавливается.

            Вещества, теряющие электроны, называются восстановителями, а процесс отдачи электронов называется окислением. Следовательно, восстановитель в процессе окислительно-восстановительной реакции окисляется.

            Металлы проявляют в своих соединениях только положительную окисленность, и низшая степень их окисления (в свободном состоянии) равна нулю. Следовательно, все свободные металлы являются восстановителями. Многие металлы имеют несколько степеней окисления. Соединения металлов в низшей степени окисления служат сильными восстановителями. Это, например, соли железа (II), олова (II), хрома (III), меди (I). Сильными окислителями являются соединения металлов в высшей степени окисления (равной номеру группы), например, соли железа (III), ртути (II), марганца (VII), хрома (VI).

            Соединения неметаллов в положительных высших степенях окисления являются сильными окислителями, например, соединения азота (V), серы (VI), хлора (VII).  Соединения, в которых неметалл проявляет низшую степень окисления, служат сильными восстановителями, например, соединения азота в степени окисления (-3).

            Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (например, азота(III)) могут служить как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от того, реагируют ли они с более сильным окислителем или с более сильным восстановителем.

            Из простых веществ в качестве окислителей чаще всего применяются галогены (хлор и бром) и кислород, а в качестве восстановителя углерод или его монооксид СО.

            Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций  и подбор коэффициентов в них производится двумя методами, базирующимися на одном принципе: в окислительно-восстановительных реакциях общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.

            В методе электронного баланса подсчет числа присоединяемых и теряемых электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Например, в реакции

            KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ = MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Степень окисления изменяют только марганец и железо. Записываем уравнение электронного баланса:

                        Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺² I  1

                        Fe⁺²  - 1e = Fe⁺³  I  5             

                        _______________

                        Mn⁺⁷ + 5Fe⁺² = Mn⁺² + 5Fe+3

Таким образом, коэффициенты в уравнении реакции при окислителе и восстановителе - это 1 и 5. Однако, следует учесть, что в результате реакции образуется Fe₂(SO₄)₃, содержащий 2 моля Fe (III),поэтому коэффициенты следует удвоить. В итоге получаем следующее уравнение:

                        2KMnO₄ + 10FeSO₄ + H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Остальные коэффициенты находят по балансу других элементов (пока без кислорода и водорода), то есть в данном случае, калия и серы:

                        2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Далее по балансу атомов водорода определяют число молей воды

                        2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс атомов кислорода:

                        2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

Ионно-электронный метод основан на составлении частных уравнений восстановления ионов (молекул) окислителя и окисления ионов (молекул) восстановителя. Для этого необходимо составить ионную схему реакции (ионы, не содержащие атомов, изменяющих степень окисления, в схему не включаются).

Вернемся к ранее рассмотренному примеру:

                        KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ = MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Как видим, ионы Fe⁺² окисляются до Fe⁺³, а ионы MnO₄^- превращаются в  ионы Mn⁺².

Частные уравнения окисления восстановителя и восстановления окислителя имеют вид:

                        Fe⁺² - 1e = Fe⁺³

                        MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O

Для того, чтобы связать атомы кислорода в воду, необходимо добавить двукратное количество атомов водорода (так как реакция идет в кислой среде)

Уравнивая количество отданных и полученных электронов, получаем ионное уравнение:

                        2Fe⁺² - 2e = 2Fe⁺³                                        }  5

                        MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O     }  2

                        ______________________________

                        10Fe⁺² + 2MnO₄^- +16H⁺ = 10Fe⁺³ + 2Mn⁺² + 8H₂O

                        2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

При составлении уравнений ионно-электронным методом все коэффициенты получаются сразу, поэтому при составлении уравнений реакций, идущих в кислой, щелочной и нейтральной среде этот метод предпочтительнее. В нейтральной среде для прибавления и отнятия кислорода используют молекулы воды, в щелочной среде - ионы гидроксила.

Примеры окислительно-восстановительных реакций:

1) K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ → Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e = 2Cr⁺³ + 7H₂O       } 1

SO₃^-2 + H₂O -2e = SO₄^-2 + 2H⁺                }  3

__________________________

Cr₂O₇^-2 + 3SO₃^-2 + 14H⁺ +3H₂O = 2Cr⁺³ + 3SO₄^-2 + 6H⁺ + 7H₂O

или (после приведения подобных членов)

Cr₂O₇^-2 + 3SO₃^-2 + 18H⁺ = 2Cr⁺³ + 3SO₄^-2 + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

2) K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + NaNO₂ → Cr₂(SO₄)₃ + NO₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e = 2Cr⁺³ + 7H₂O       } 1

NO₂ ^- - 1e = NO₂⁰                                    } 6

_____________________________

Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6NO₂^- = 2Cr⁺³ + 6NO₂ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6NaNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 6NO₂ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 7H₂O

3) K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + KJ → Cr₂(SO₄)₃ + J₂ + K₂SO₄ + H₂O

Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e = 2Cr⁺³ + 7H₂O           } 1

2J^- - 2e = J₂⁰                                                 } 3

__________________________________

Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6J^- = 2Cr⁺³ + 3J₂ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6KJ = Cr₂(SO₄)₃ + 3J₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

4) KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₄^-2 + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O  } 2

SO₃^-2 + H₂O - 2e = SO₄^-2 + 2H⁺         } 5

________________________________

2MnO₄^-2 + 6H⁺ + 5SO₃^-2  = 2Mn⁺² + 3H₂O + 5SO₄^-2

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

5) KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

MnO₄^- - 1e = MnO₄^-2                          } 2

SO₃^-2 +2OH^- +2e = SO₄^-2 + H₂O        }   1

_______________________________

           2MnO₄^- + SO₃^-2 + 2OH^- = 2MnO₂^-2 + SO₄^-2 + H₂O

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

6) KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH

MnO₂^- + 4H₂O + 3e + MnO₂ + 4OH^- + 2H₂O     }   2

SO₃^-2 + 2OH^- - 2e = SO₄^-2 + H₂O                         }   3

_________________________________________

2MnO₂^- + 8H₂O + 3SO₃^-2 + 6OH^- = 2MnO₂ + 4H₂O + 8OH^- + 3SO₄^-2 +3H₂O

2MnO₂ ^- + H₂O + 3SO₃^-2 = 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^-2

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

7) KJ + KJO₃ + H₂SO₄ → J₂ + K₂SO₄ + H₂O

2J^-  - 2e = J₂⁰                                           } 5

2JO₃^- + 12H+ + 10e = J₂ + 6H₂O            }  1

____________________________

10J^- + 2JO₃^- + 12H⁺ = 5J₂ + J₂ + 6H₂O

10KJ + 2KJO₃ + 6H₂SO₄ = 6J₂ + 6K₂SO₄ + 6H₂O

5KJ + KJO₃ + 3H₂SO₄ = 3J₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

8) KJ + KMnO₄ + H₂SO₄ → J₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2J^-  - 2e = J₂⁰                                          } 5

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O        } 2

_________________________________

10J^- + 2MnO₂^- + 16H⁺ = 5J₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

10KJ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5J₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

9) KJ + NaNO₂ + H₂SO₄ = J₂ + NO + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

2J^-  - 2e = J₂⁰                                       }  1

NO₂^- + 2H⁺ +1e = NO + H₂O             }  2

________________________________

2J- + 2NO2- + 4H+ = J2 + NO + H2O

2KJ +2NaNO₂ + 2H₂SO₄ = J₂ + 2NO + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O

Реакции самоокисления - самовосстановления, когда степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается, называются реакциями диспропорционирования. Примером служит реакция хлора с едким кали:

Вам также может быть полезна лекция "Представления слепых и слабовидящих".

10. 2Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

 Cl⁰ - 5e = Cl⁺⁵               } 1

 Cl⁰ + 1e = Cl^-                 } 5

_____________

3Cl₂ = Cl⁺⁵ + 5Cl^-

В этой реакции хлор выступает и как восстановитель, и как окислитель.