Хлор. Хлороводород

Галогены

Хлор – элемент 3‑го периода и VII А‑группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s²3p⁵, характерные степени окисления 0, ‑I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl^‑I. Шкала степеней окисления хлора:

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 H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор Cl₂. Простое вещество. Желто‑зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl₂ неполярна, содержит σ‑связь CI–Cl. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью – в щелочном растворе:

Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НClO разлагается на НCl и атомарный кислород О⁰, 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:

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Cl₂ + 2KBr_(p) = 2КCl + Br₂↑ (кипячение)

б) Cl₂ (нед.) + 2KI_(p) = 2КCl + I₂↓

3Cl₂ (изб.) + ЗН₂O + KI = 6НCl + КIO₃ (80 °C)

Качественная реакция – взаимодействие недостатка Cl₂ с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности:

и в лаборатории:

4НCl (конц.) + MnO₂ = Cl ₂↑ + MnCl₂ + 2Н₂O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НCl и NaCl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НCl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ‑связь Н – Cl. 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 Cl^‑I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н^I). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Cl^‑ – образование белых осадков AgCl и Hg₂Cl₂, 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:

НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н₂O

HCl (разб.) + NH₃ H₂O = NH₄Cl + Н₂O

4HCl (конц., гор.) + МО₂ = МCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O (М = Mn, Pb)

16HCl (конц., гор.) + 2КMnO_4(т) = 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O + 2КCl

14HCl (конц.) + К₂Cr₂O_7(т) = 2CrCl₃ + ЗCl₂↑ + 7H₂O + 2КCl

6HCl (конц.) + КClO_3(т) = КCl + ЗCl₂↑ + 3H₂O (50–80 °C)

4HCl (конц.) + Са(ClO)_2(т) = СаCl₂ + 2Cl₂| + 2Н₂O

2HCl (разб.) + М = МCl₂ + H₂↑ (М = Fe, Zn)

2HCl (разб.) + МСO₃ = МCl₂ + СO₂↑ + H₂O (М = Са, Ва)

HCl (разб.) + AgNO₃ = HNO₃ + AgCl↓

Получение НCl в промышленности – сжигание Н₂ в Cl₂ (см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NaCl_(т) + H₂SO₄ (конц.) = NaHSO₄ + НCl↑ (50 °C)

2NaCl_(т) + H₂SO₄ (конц.) = Na₂SO₄ + 2НCl↑ (120 °C)

Дата добавления: 2015-06-27