Хлор и его соединения »
Хлор
— элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [
10
Ne ]3s
2
Зр
5
, характерные степени окисления 0, -1, 1, 5 и 7. Наиболее устойчиво состояние Cl
-1
. Шкала степеней окисления хлора:
7 – Cl
2
O
7
, ClO
4
—
,HClO
4
, KClO
4
5 — ClO
3
—
, HClO
3
,KClO
3
1 – Cl
2
O , ClO
—
, HClO , NaClO , Ca(ClO)
2
0 – Cl
2
— 1 – Cl
—
, HCl, KCl , PCl
5
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.
Хлор С1
2
. Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl
2
неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Cl
2
H
2
⇌HCl
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:
Cl
2
0
H
2
O ⇌HCl
I
O HCl
-I
Cl
2
2NaOH
(
хол
)
= NaClO NaCl H
2
O
3Cl
2
6NaOH
(
гор
)
=NaClO
3
5NaCl H
2
O
Раствор хлора в воде называют
хлорной водой
, на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О
0
, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Сl
2
2Nа = 2NаСl
2
ЗСl
2
2Fе→2FеСl
3
(200 °С)
Сl
2
Se=SeCl
4
Сl
2
РЬ→PbCl
2
(300 °
С
)
5Cl
2
2P→2PCl
5
(90 °С)
2Cl
2
Si→SiCl
4
(340 °С)
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Сl
2
2КВг
(Р)
= 2КСl Вr
2
↑
(кипячение)
б) Сl
2
(нед.)
2КI
(р)
= 2КСl I
2
↓
ЗСl
(изб.)
3Н
2
O КI = 6НСl КIO
3
(80 °С)
Качественная реакция
— взаимодействие недостатка СL
2
с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получение
хлора в
промышленности
:
2NаСl
(расплав)
→ 2Nа Сl
2
(электролиз)
2NaCl 2Н
2
O→Н
2
↑
Сl
2
↑
2NаОН
(электролиз)
и в
лаборатории
:
4НСl
(конц.)
МnO
2
= Сl
2
↑ МnСl
2
2Н
2
O
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСи и НаСи).
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.
Хлороводород НС
l
. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются
хлороводородной кислотой
, а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)-
соляной кислотой
(название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl
—
I
), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н
I
). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Сl
—
— образование белых осадков АгСи и Нг
2
Сl
2
, 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:
НСl
(разб.)
NаОН
(разб.)
= NaСl Н
2
O
НСl
(разб.)
NН
3
Н
2
O = NH
4
Сl Н
2
O
4НСl
(конц., гор.)
МO
2
= МСl
2
Сl
2
↑ 2Н
2
O
(М = Мп, РЬ)
16НСl
(конц., гор.)
2КМnO
4(т)
= 2МnСl
2
5Сl
2
↑ 8Н
2
O 2КСl
14НСl
(конц.)
К
2
Сr
2
O
7(т)
= 2СrСl
3
ЗСl
2
↑ 7Н
2
O 2КСl
6НСl
(конц.)
КСlO
3(Т)
= КСl ЗСl
2
↑ 3Н
2
O
(50-80 °С)
4НСl
(конц.)
Са(СlO)
2(т)
= СаСl
2
2Сl
2
↑ 2Н
2
O
2НСl
(разб.)
М = МСl
2
H
2
↑
(М = Ре, 2п)
2НСl
(разб.)
МСO
3
= МСl
2
СO
2
↑ Н
2
O
(М = Са, Ва)
НСl
(разб.)
АgNO
3
= НNO
3
АgСl↓
Получение НСl в промышленности — сжигание Н
2
в Сl
2
(см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NаСl
(т)
Н
2
SO4
(конц.)
= NаНSO
4
НС
l
↑
(50 °С)
2NaСl
(т)
Н
2
SO
4 (конц.)
= Nа
2
SO
4
2НСl↑
(120 °С)
Хлориды
Хлорид натрия
Na
Сl
. 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 КСи),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание НаСи=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NаСl
(т)
2Н
2
SO
4 (конц.)
МnO
2(т)
= Сl
2
↑ МnSO
4
2Н
2
O Na
2
SO
4
(100 °С)
10NаСl
(т)
8Н
2
SO
4
(конц.)
2КМnO
4(т)
= 5Сl
2
↑ 2МnSO
4
8Н
2
О 5На
2
SO
4
К
2
SO
4
(100°С)
6NaСl
(Т)
7Н
2
SO
4 (конц.)
К
2
Сr
2
O
7(т)
= 3Сl
2
Сr
2
(SO
4
)
3
7Н
2
O ЗNа
2
SO
4
К
2
SO
4
(100 °С)
2NаСl
(т)
4Н
2
SO
4
(конц.)
РЬO
2(т)
= Сl
2
↑ Рb(НSO
4
)
2
2Н
2
O 2NaНSO
4
(50 °С)
NaСl
(разб.)
АgNO
3
= NaNО
3
АgСl↓
NaCl
(ж)
→2Na Cl
2
↑
(850°С,
электролиз )
2NаСl 2Н
2
O→Н
2
↑ Сl
2
↑ 2NаОН
(
электролиз )
2NаСl
(р,20%)
→ Сl
2
↑
2
N
а(Н
g
)
“амальгама”
(электролиз ,на
Hg
-катоде)
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 Сl
2
. В природе основная составная часть (наравне с НаСи) залежей
сильвинита
.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для НаСи.
Хлорид кальция СаСl
2
. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl
2
6Н
2
О 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:
СаСl
2(Т)
2Н
2
SO
4
(конц.)
= Са(НSO
4
)
2
2НСl↑
(50 °С)
СаСl
2(Т)
Н
2
SO
4 (конц.)
= СаSO
4
↓ 2НСl↑
(100 °С)
СаСl
2
2NaОН
(конц.)
= Са(ОН)
2
↓ 2NaCl↑
ЗСаСl
2
2Nа
3
РO
4
= Са
3
(РO
4
)
2
↓ 6NaCl
СаСl
2
К
2
СO
3
= СаСО
3
↓ 2КСl
СаСl
2
2NaF = СаF
2
↓ 2NаСl
СаСl
2(ж)
→ Са Сl
2
↑
(электролиз ,800°С)
Получение:
СаСО
3
2НСl = СаСl
2
СO
3
↑ Н
2
O
Хлорид алюминия АlСl
3
. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АиСи
3
(треугольное строение,ср
2
гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl
2
Сl
6
(точнее, Сl
2
АlСl
2
АlСl
2
, строение — два тетраэдра с общим ребром, ср
3
-гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция
на ион Аl
3
— образование осадка АиРО
4
, 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:
АlСl
3
.
6Н
2
O →АlСl(ОН)
2
(100-200°С, —
HCl
,
H
2
O
)
→Аl
2
O
3
(250-450°С,
-HCl,H2O)
АlСl
3(т)
2Н
2
O
(влага)
= АlСl(ОН)
2(т)
2НСl
(белый «дым»)
АlCl
3
ЗNаОН
(разб.)
= Аl(OН)
3 (аморф. )
↓ ЗNаСl
АlСl
3
4NаОН
(конц.)
= Nа[Аl(ОН)
4
] ЗNаСl
АlСl
3
3(NН
3
.
Н
2
O)
(конц.)
= Аl(ОН)
3(аморф.)
ЗNН
4
Сl
АlCl
3
3(NН
3
• Н
2
O)
(конц.)
=Аи(ОН)↓ ЗНН
4
Сl Н
2
O
(100°С)
2Аl
3
3Н
2
O ЗСО
2-
3
= 2Аl(ОН)
3
↓ ЗСO
2
↑
(80°С)
2Аl
3
=6Н
2
O 3S
2-
= 2Аl(ОН)
3
↓ 3Н
2
S↑
Аl
3
2НРО
4
2-
— АlРO
4
↓ Н
2
РO
4
—
2АlСl
3
→2Аl 3Сl
2
↑
(электролиз,800 °С
,
в расплаве
N
аС
l
)
Получение
АlСl в
промышленност
и — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:
Аl
2
O
3
3С
(кокс)
3Сl
2
= 2АlСl
3
3СО
(900 °С)
Хлорид железа(
II
)
F
еС
l
2
. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСи. Связи Фе — Си преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров ФеСи
2
(линейное строение, ср-гибридизация) и димеров Фе
2
Сl
4
. 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 ФеСи и Фе
2
О
3
, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl
2
• 4Н
2
O = FеСl
2
4Н
2
O
(220 °С, в атм.
N
2
)
FеСl
2 (конц.)
Н
2
O=FеСl(ОН)↓ НСl↑
(кипячение)
FеСl
2(т)
Н
2
SO
4
(конц.)
= FеSO
4
2НСl↑
(кипячение)
FеСl
2(
т
)
4HNO
3
(
конц
.)
= Fе(NO
3
)
3
NO
2
↑ 2НСl Н
2
O
FеСl
2
2NаОН
(разб.)
= Fе(ОН)
2
↓ 2NaСl
(в атм.
N
2
)
FеСl
2
2(NН
3
.
Н
2
O)
(конц.)
= Fе(ОН)
2
↓ 2NН
4
Cl
(80 °С)
FеСl
2
Н
2
= 2НСl Fе
(особо чистое,выше 500 °С)
4FеСl
2
O
2
(воздух)
→ 2Fе(Сl)O 2FеСl
3
(
t
)
2FеСl
2(р)
Сl
2
(изб.)
= 2FеСl
3(р)
5Fе
2
8Н
МnО
—
4
= 5Fе
3
Мn
2
4Н
2
O
6Fе
2
14Н
Сr
2
O
7
2-
= 6Fе
3
2Сr
3
7Н
2
O
Fе
2
S
2-
(разб.)
= FеS↓
2Fе
2
Н
2
O 2СО
3
2-
(разб.)
= Fе
2
СO
3
(OН)
2
↓ СO
2
↑
FеСl
2
→Fе↓ Сl
2
↑
(90°С, в разб. НСl,
электролиз)
Получени
е: взаимодействие Fе с соляной кислотой:
Fе 2НСl =
FеСl
2
Н
2
↑
(в
промышленности
используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).
Хлорид железа(
III
)
F
еС
l
3
. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Фе — Си преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров ФеСи
3
(треугольное строение, ср
2
-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Фе
2
Сl
6
(точнее, Сl
2
FеСl
2
FеСl
2
, строение — два тетраэдра с общим ребром, ср
3
-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl
.
6Н
2
O имеет строение [Fе(Н
2
O)
4
Сl
2
]Сl • 2Н
2
O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.
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:
FеСl
3
• 6Н
2
O=[Fе(Н
2
O)
4
Сl
2
]Сl 2Н
2
O
(37 °С)
2(FеСl
8
• 6Н
2
O)=Fе
2
O
3
6НСl 9Н
2
O
(выше 250 °С)
FеСl
3
(10%)
4Н
2
O = Сl
—
[Fе(Н
2
O)
4
Сl
2
]
(желт.)
2FеСl3
(конц.)
4Н
2
O =[Fе(Н
2
O)
4
Сl
2
]
(желт.)
[FеСl
4
]
—
(бц.)
FеСl
3 (разб., конц.)
2Н
2
O →FеСl(ОН)
2
↓ 2НСl
(100 °С)
FеСl
3
3NaОН
(разб.)
= FеО(ОН)↓ Н
2
O 3NаСl
(50 °С)
FеСl
3
3(NН
3
• Н
2
O)
(конц,, гор.)
=FeO(OH)↓ H
2
O 3NH
4
Cl
4FеСl
3
3O
2
(воздух)
=2Fе
2
O
3
3Сl
2
(350—500 °С)
2FеСl
3(р)
Сu→ 2FеСl
2
СuСl
2
Хлорид аммония
N
Н
4
Сl
. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.
Качественная реакция
на ион NН
4
— выделение НН
3
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:
NH
4
Cl
(т)
⇌
NH
3(
г)
HCl
(г)
(выше337,8 °С)
NН
4
Сl NаОН
(насыщ.)
= NаСl NН
3
↑ Н
2
O
(100 °С)
2NН
4
Сl
(Т)
Са(ОН)
2(т)
= 2NН
3
СаСl
2
2Н
2
O
(200°С)
2NН
4
Сl
(конц.)
Mg= Н
2
↑ МgСl
2
2NН
3
↑
(80°С)
2NН
4
Сl
(конц., гор.)
Мg(ОН)
2
= MgСl
2
2NН
3
↑ 2Н
2
O
NH
(насыщ.)
NO
—
2 (насыщ.)
=N
2
↑ 2Н
2
O
(100°С)
NН
4
Сl КNO
3
= N
2
O 2Н
2
O КСl
(230-300 °С)
Получение
: взаимодействие NH
3
с НСи в газовой фазе или НН
3
Н
2
О с НСl в растворе.
Гипохлорит кальция Са(С
l
О)
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 СаСl
2
и Са(ОН)
2
. Уравнения важнейших реакций:
Са(СlO)
2
= СаСl
2
O
2
(180 °С)
Са(СlO)
2(т)
4НСl
(конц.)
= СаСl 2Сl
2
↑ 2Н
2
O
(80 °С)
Са(СlO)
2
Н
2
O СO
2
= СаСО
3
↓ 2НСlO
(на холоду)
Са(СlO)
2
2Н
2
O
2
(разб.)
= СаСl
2
2Н
2
O 2O
2
↑
Получение:
2Са(ОН)
2
(суспензия)
2Сl
2(г)
= Са(СlO)
2
СаСl
2
2Н
2
O
Хлорат калия КС
lO
3
. Соль хлорноватой кислоты НСlO
3
, 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:
4КСlO
3
= ЗКСlO
4
КСl
(400 °С)
2КСlO
3
= 2КСl 3O
2
(150-300 °С, кат. Мп
O
2
)
КСlO
3(Т)
6НСl
(конц.)
= КСl 3Сl
2
↑ ЗН
2
O
(50-80 °С)
3КСlO
3(Т)
2Н
2
SO
4
(конц., гор.)
= 2СlO
2
КСlO
4
Н
2
O 2КНSO
4
(диоксид хлора на свету взрывается: 2С
lO
2(Г)
= Сl
2
2
O
2
)
2КСlO
3
Е
2(изб.)
= 2КЕO
3
Сl
2
↑
(в разб. Н
NO
3
, Е = В
r
,
I
)
KClO
3
H
2
O→H
2
KClO
4
(Электролиз)
Получение
КСlO
3
в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO
3
выделяется на аноде):
КСl 3Н
2
O →Н
2
↑ КСlO
3
(40—60 °С,Электролиз)
Бромид калия КВ
r
. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем
КI).
Качественная реакция
на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl
4
(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:
2КВr
(т)
2Н
2
SO
4
(КОНЦ., гор,)
МnO
2(т)
=Вr
2
↑ МnSO
4
2Н
2
O К
2
SO
4
5Вr
—
6Н
ВrО
3
—
= 3Вr
2
3Н
2
O
Вr
—
Аg
=АgВr↓
2КВr
(р)
Сl
2(Г)
=2КСl Вг
2(р)
КВr 3Н
2
O→3Н
2
↑ КВrО
3
(60-80 °С,
электролиз)
Получение:
К
2
СO
3
2НВr =
2КВ
r
СO
2
↑ Н
2
O
Иодид калия К
I
. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I
2
за счет комплексообразования.
Качественная
реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl
4
(в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
10I
—
16Н
2МnO
4
—
= 5I
2
↓ 2Мn
2
8Н
2
O
6I
—
14Н
Сr
2
O
7
2-
=3I
2
↓ 2Сr
3
7Н
2
O
2I
—
2Н
Н
2
O
2 (3%)
= I
2
↓ 2Н
2
O
2I
—
4Н
2NO
2
—
= I
2
↓ 2NO↑ 2Н
2
O
5I
—
6Н
IO
3
—
= 3I
2
3Н
2
O
I
—
Аg
= АgI
(
желт
.)
↓
2КI
(
р
)
Сl
2(
р
) (
нед
.)
=2КСl I
2
↓
КI 3Н
2
O 3Сl
2(р) (изб.)
= КIO
3
6НСl
(80°С)
КI
(
Р
)
I
2(
т
)
=K[I(I)
2
])
(
Р
) (
кор
.)
(«йодная вода»)
КI 3Н
2
O→ 3Н
2
↑ КIO
3
(электролиз,50—60 °С)
Получение:
К
2
СO
3
2НI =
2 К
I
СO
2
↑ Н
2
O
Хлороводород, соляная кислота (hcl)
Способы
получения хлороводорода
Промышленный способ:
- Синтез из простых веществ:
Н2 Cl2 = 2HCl
- Образуется как побочный продукт при хлорировании углеводородов:
R-H Cl2 = R-Cl HCl
Лабораторный способ:
В лаборатории HCl получают действием концентрированной H2SO4 на хлориды:
H2SО4(конц.) NaCl = 2HCl↑ NaHSО4
- при очень сильном нагревании
H2SО4(конц.) 2NaCl = 2HCl↑ Na2SО4
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
БезводныйНСl 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:
2HCl F2 = Сl2 2HF
4HCl O2 = 2Сl2 2Н2O
Раствор HCl
Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:
HCl → H Cl—
Общие свойства кислот
Он проявляет
все свойства кислот:
- реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода Н:
2HCl2 Zn = ZnCl2 H2
- взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
2HCl CuO = CuCl2 Н2O
6HCl Аl2O3 = 2АlCl3 ЗН2O
- реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:
2HCl Са(ОН)2 = CaCl2 2Н2О
3HCl Аl(ОН)3 = АlСl3 ЗН2O
HCl NH3 = NH4Cl
- взаимодействует с солями более слабых кислот:
2HCl СаСО3 = CaCl2 СO2 Н3O
HCl C6H5ONa = С6Н5ОН NaCl
- Реагирует с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. При этом анион Cl— окисляется до свободного хлора:
2Cl—— 2e— = Cl20
4HCI MnO2 = Cl2↑ МпCl2 2Н2O
16НСl 2КМпО4 = 5Cl2↑ 2MnCl2 2KCl 8Н2O
6HCl КСlO3 = ЗCl2↑ KCl 3Н2O
14HCl К2Сr2O7 = 3Cl2↑ 2CrCl3 2KCl 7Н2O
- Качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями серебра с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра:
HCl AgNO3 = AgCl↓ HNO3
- С органическими соединениями
Вступает в реакции с органическими соединениями:
с аминами:
R-NH2 HCl → [RNH3] Cl—
с аминокислотами:
Кислородсодержащие кислоты галогенов