Какие свойства проявляет хлор в реакции синтеза хлороводорода

Хлористый водород – что это такое? Хлороводород – это бесцветный газ, обладающий резким запахом. Он легко растворяется в воде, образуя соляную кислоту. Химическая формула хлористого водорода – HCl. Он состоит из атома водорода и хлора, соединенных ковалентной полярной связью. Хлороводород легко диссоциирует в полярных растворителях, что обеспечивает хорошие кислотные свойства данного соединения. Длина связи составляет 127,4 нм.

Физические свойства

Как было сказано выше, в нормальном состоянии хлороводород – это газ. Он несколько тяжелее воздуха, а также обладает гигроскопичностью, т. е. притягивает пары воды прямо из воздуха, образуя при этом густое облака пара. По этой причине говорят, что хлористый водород «дымит» на воздухе. Если охлаждать данный газ, то на отметке -85 °С он сжижается, а к -114 °C становится твердым веществом. При температуре 1500 °С разлагается на простые вещества (исходя из формулы хлористого водорода, на хлор и водород).

Раствор HCl в воде называют соляной кислотой. Она представляет собой бесцветную едкую жидкость. Иногда имеет желтоватый оттенок из-за примесей хлора или железа. Из-за гигроскопичности максимальная концентрация при 20 °С – 37-38 % по массе. От нее же зависят и другие физические свойства: плотность, вязкость, температуры плавления и кипения.

Химические свойства

Сам хлороводород обычно в реакции не вступает. Лишь только при высокой температуре (более 650 °С) он реагирует с сульфидами, карбидами, нитридами и боридами, а также оксидами переходных металлов. В присутствии кислот Льюиса может взаимодействовать с гидридами бора, кремния и германия. А вот ее водный раствор гораздо более химически активен. По своей формуле хлористый водород – это кислота, поэтому он обладает некоторыми свойствами кислот:

• Взаимодействие с металлами (которые стоят в электрохимическом ряду напряжений до водорода):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

• Взаимодействие с амфотерными и основными оксидами:

BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O

• Взаимодействие со щелочами:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Взаимодействие с некоторыми солями:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

• При взаимодействии с аммиаком образуется соль хлорида аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl

Но соляная кислота не взаимодействует со свинцом из-за пассивации. Это обусловлено образованием на поверхности металла слоя хлорида свинца, который нерастворим в воде. Таким образом, этот слой защищает металл от дальнейшего взаимодействия с соляной кислотой.

В органических реакциях она может присоединятся по кратным связям (реакция гидрогалогенирования). Также она может реагировать с белками или аминами, образуя органические соли – хлоргидраты. Искусственные волокна, типа бумаги, при взаимодействии с соляной кислотой разрушаются. В окислительно-восстановительных реакциях с сильными окислителями хлороводород восстанавливается до хлора.

Смесь концентрированной соляной и азотной кислоты (3 к 1 по объему) называют «царской водкой». Она является крайне сильным окислителем. Из-за образования в этой смеси свободного хлора и нитрозила царская водка может растворять даже золото и платину.

Получение

Ранее в промышленности соляную кислоту получали путем взаимодействия хлорида натрия с кислотами, обычно с серной:

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4

Но этот способ недостаточно эффективен, а чистота получаемого продукта невысока. Сейчас используется другой способ получения (из простых веществ) хлористого водорода по формуле:

H2 + Cl2 = 2HCl

Для реализации такого способа существуют специальные установки, где оба газа подаются непрерывным потоком на пламя, в котором происходит взаимодействие. Водород подается в небольшом избытке для того, чтобы прореагировал весь хлор и не загрязнял получаемый продукт. Далее хлороводород растворяют в воде и получают соляную кислоту.

В лаборатории возможны более разнообразные способы получения, например гидролиз галогенидов фосфора:

PCl5 + H2O = POCl3 + 2HCl

Получить соляную кислоту можно и путем гидролиза кристаллогидратов некоторых хлоридов металлов при повышенной температуре:

AlCl3·6H2O = Al(OH)3 + 3HCl + 3H2O

Также хлороводород является побочным продуктом реакций хлорирования многих органических соединений.

Применение

Сам хлороводород на практике применения не находит, так как очень быстро впитывает воду из воздуха. Почти весь произведенный хлористый водород идет на производство соляной кислоты.

Применяется в металлургии для очистки поверхности металлов, а также для получения чистых металлов из их руд. Это происходит путем перевода их в хлориды, которые легко восстанавливаются. Так, например, получают титан и цирконий. Широкое применение кислота получила в органическом синтезе (реакции гидрогалогенирования). Также из соляной кислоты иногда получают чистый хлор.

Находит применение и в медицине как лекарство в смеси с пепсином. Его принимают при недостаточной кислотности желудка. Соляная кислота используется в пищевой промышленности в качестве добавки Е507 (регулятор кислотности).

Техника безопасности

При высоких концентрациях соляная кислота – это едкое вещество. Попадая на кожу, она вызывает химические ожоги. Вдыхание газообразного хлороводорода вызывает кашель, удушье, а в тяжелых случаях даже отек легких, который может привести к смерти.

По ГОСТу имеет второй класс опасности. Хлористый водород по стандарту NFPA 704 имеет третью категорию опасности из четырех. Кратковременное воздействие может привести к серьезным временным или умеренным остаточным последствиям.

Первая помощь

При попадании соляной кислоты на кожу рана должна быть обильно промыта водой и слабым раствором щелочи или ее соли (например, содой).

При попадании паров хлороводорода внутрь дыхательных путей пострадавшего необходимо вынести на свежий воздух и сделать ингаляцию кислородом. После этого следует прополоскать горло, промыть глаза и нос 2 % раствором гидрокарбоната натрия. Если соляная кислота попала в глаза, то после этого стоит закапать их раствором новокаина и дикаина с адреналином.

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 =Cl2↑ + 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 НI). 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.) + 2КMnO4(т) = 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O + 2КCl

14HCl (конц.) + К2Cr2O7(т) = 2CrCl3 + ЗCl2↑ + 7H2O + 2КCl

6HCl (конц.) + КClO3(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)

• Обозначение – Cl (Chlorum);
• Период – III;
• Группа – 17 (VIIa);
• Атомная масса – 35,4527;
• Атомный номер – 17;
• Радиус атома = 99 пм;
• Ковалентный радиус = 102±4 пм;
• Распределение электронов – 1s22s22p63s23p5;
• t плавления = 100,95°C;
• t кипения = -34,55°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 3,16/-;
• Степень окисления: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Плотность (н. у.) = 3,21 г/см3;
• Молярный объем = 18,7 см3/моль.

• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод электронного баланса).
• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод полуреакций).
• Соляная кислота

Хлор в чистом виде впервые выделил шведский ученый Карл Шееле в 1774 году. Своё нынешнее название элемент получил в 1811 году, когда Г.Дэви предложил название “хлорин”, которое вскоре было сокращено до “хлор” с легкой руки Ж. Гей-Люссака. Немецкий ученый Иоганн Швейгер предложил для хлора название “галоген”, но этим термином было решено назвать всю группу элементов, в которую входит и хлор.

Хлор является самым распространенным галогеном в земной коре – на долю хлора приходится 0,025% всей массы атомов земной коры. По причине своей высокой активности хлор не встречается в природе в свободном виде, а только в составе соединений, при этом хлору “по барабану” с каким элементом вступать в реакцию, современной науке известны соединения хлора практически со всей таблицей Менделеева.

Основная масса хлора на Земле содержится в соленой воде Мирового океана (содержание 19 г/л). Из минералов больше всего хлора содержится в галите, сильвине, сильвините, бишофите, карналлите, каините.

Хлор играет важную роль в деятельности нервных клеток, а также в регуляции осмотических процессов, происходящих в организме человека и животных. Также хлор входит в состав зеленого вещества растений – хлорофилла.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:

• 35Cl – 75,5%
• 37Cl – 24,5%

Хлор в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева, стоит под номером “17”, относится к галогенам (См. Атомы элементов 17(VIIa) группы (галогены)).

Рис. Строение атома хлора.

Электронная конфигурация атома хлора – 1s22s22p63s23p5 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 5 электронов, находящихся на внешнем 3p-уровне + 2 электрона 3s уровня (всего 7 электронов), поэтому в соединениях хлор может принимать степени окисления от +7 до -1. Как уже было сказано выше, хлор является химически активным галогеном.

Физические свойства хлора:

• при н.у. хлор является ядовитым газом желто-зеленого цвета с резким запахом;
• хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха;
• при н.у. в 1 л воды растворяется 2,5 объема хлора – этот раствор называется хлорная вода.

Химические свойства хлора

Взаимодействие хлора с простыми веществами (Cl выступает в роли сильного окислителя):

• с водородом (реакция протекает только при наличии света):

  Cl2+H2 = 2HCl

• с металлами с образованием хлоридов:

  Cl20+2Na0 = 2Na+1Cl-1
  3Cl20+2Fe0 = 2Fe+3Cl3-1

• с неметаллами, менее электроотрицательными, чем хлор:

  Cl20+S0 = S+2Cl2-1
  3Cl20+2P0 = 2P+3Cl3-1

• с азотом и кислородом хлор не реагирует непосредственно.

Взаимодействие хлора со сложными веществами:

Одной из самых известных реакций хлора со сложными веществами есть взаимодействие хлора с водой – кто живет в большом городе, наверняка, периодически сталкивается с ситуацией, когда, открыв кран с водой, ощущает стойкий запах хлора, после чего многие сетуют, дескать, опять воду хлорировали. Хлорирование воды является одним из основных способов ее обеззараживания от нежелательных микроорганизмов, небезопасных для здоровья человека. Почему так происходит? Разберем реакцию хлора с водой, которая протекает в два этапа:

• На первом этапе происходит образование двух кислот: соляной и хлорноватистой:

  Cl20+H2O ↔ HCl-1+HCl+1O

• На втором этапе хлорноватистая кислота разлагается с выделением атомарного кислорода, который окисляет воду (убивая микроорганизмы) + подвергает отбеливающему действию ткани, окрашенные органическими красителями, если их опустить в хлорную воду:

  HClO = HCl+[O] – реакция идет на свету

С кислотами хлор не взаимодействует.

Взаимодействие хлора с основаниями:

• на холоде:

  Cl20+2NaOH = NaCl-1+NaCl+1O+H2O

• при нагревании:

  3Cl20+6KOH = 5KCl-1+KCl+5O3+3H2O

• с бромидами металлов:

  Cl3+2KBr = 2KCl+Br2↓

• с йодидами металлов:

  Cl2+2KI = 2KCl+I2↓

• с фторидами металлов хлор не реагирует, по причине их более высокой окислительной способности, нежели у хлора.

Хлор “охотно” вступает в реакции с органическими веществами:

Cl2+CH4 → CH3Cl+HCl
Cl2+C6H6 → C6H5Cl+HCl

В результате первой реакции с метаном, которая протекает на свету, образуется хлористый метил и соляная кислота. В результате второй реакции с бензолом, которая протекает в присутствии катализатора (AlCl3), образуется хлорбензол и соляная кислота.

• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод электронного баланса).
• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод полуреакций).

Получение и применение хлора

Промышленным способом хлор получают электролизом водного раствора (хлор выделяется на аноде; на катоде – водород) или расплава хлорида натрия (хлор выделяется на аноде; на катоде – натрий):

2NaCl+2H2O → Cl2↑+H2↑+2NaOH
2NaCl → Cl2↑+2Na

В лаборатории хлор получают действием концентрированной HCl на различные окислители при нагревании. В роли окислителей могут выступать оксид марганца, перманганат калия, бертолетова соль:

4HCl-1+Mn+4O2 = Mn+2Cl2+Cl20↑+2H2O
2KMn+7O4+16HCl-1 = 2KCl+2Mn+2Cl2+5Cl20↑+8H2O
KCl+5O3+6HCl-1 = KCl+3Cl20↑+3H2O

Применение хлора:

• отбеливание тканей и бумаги;
• обеззараживание воды;
• производство пластмасс;
• производство хлорной извести, хлороформа, ядохимикатов, моющих средств, каучуков;
• синтез хлороводорода в производстве соляной кислоты.

См. далее: Соляная кислота