Хлор. Хлороводень

Хлор – елемент 3-го періоду і VII А-групи Періодичної системи, порядковий номер 17. Електронна формула атома [10Ne] 3s23p5, характерні ступені окислення 0, -I, + I, + V і + VII. Найбільш стійко стан Cl-I. Шкала ступенів окислення хлору:

Хлор має високу електронегативність (2,83), проявляє неметалічні властивості. Входить до складу багатьох речовин – оксидів, кислот, солей, бінарних сполук.

У природі – дванадцятий за хімічною поширеності елемент (п’ятий серед неметалів). Зустрічається тільки в хімічно зв’язаному вигляді. Третій за змістом елемент у природних водах (після О і H), особливо багато хлору в морській воді (до 2% по масі). Життєво важливий елемент для всіх організмів.

Хлор Cl2. Проста речовина. Жовто-зелений газ з різким задушливим запахом. Молекула Cl2 неполярна, містить? -зв’язок CI-Cl. Термічно стійкий, негорючий на повітрі; суміш з воднем вибухає на світлі (водень згорає в хлорі):

Добре розчинний у воді, піддається в ній дисмутації на 50% і повністю – в лужному розчині:

Розчин хлору у воді називають хлорного водою, на світлі кислота НClO розкладається на НCl і атомарний кисень О0, тому «хлорне воду» треба зберігати в темній склянці. Наявністю в «хлорного воді» кислоти НСlO і утворенням атомарного кисню пояснюються її сильні окисні властивості: наприклад, у вологому хлорі знебарвлюються багато барвники.

Хлор дуже сильний окислювач по відношенню до металів і неметалів:

Реакції з сполуками інших галогенів:

а) Cl2 + 2KBr (p) = 2КCl + Br2 ^ (кип’ятіння)

б) Cl2 (тиж.) + 2KI (p) = 2КCl + I2v

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

Якісна реакція – взаємодія нестачі Cl2 з KI (див. Вище) і виявлення йоду по синьому фарбуванню після додавання розчину крохмалю.

Отримання хлору в промисловості:

і в лабораторії:

4НCl (конц.) + MnO2 = Cl2 ^ + MnCl2 + 2Н2O

(Аналогічно за участю інших окислювачів; докладніше див. Реакції для НCl і NaCl).

Хлор відноситься до продуктів основного хімічного виробництва, використовується для отримання брому і йоду, хлоридів і кисневмісних похідних, для відбілювання паперу, як дезінфікуючий засіб для питної води. Отруйний.

Хлороводень НCl. Безкиснева кислота. Безбарвний газ з різким запахом, важчий за повітря. Молекула містить ковалентну? -зв’язок Н – Cl. Термічно стійкий. Дуже добре розчинний у воді; розбавлені розчини називаються хлороводневою кислотою, а димлячий концентрований розчин (35-38%) – соляною кислотою (назву дано ще алхіміками). Сильна кислота в розчині, нейтралізується лугами та гидратом аміаку. Сильний відновник в концентрованому розчині (за рахунок Cl-I), слабкий окислювач в розбавленому розчині (за рахунок НI). Складова частина «царської горілки».

Якісна реакція на іон Cl- – утворення білих опадів AgCl і Hg2Cl2, які не перекладаються в розчин дією розведеної азотної кислоти.

Хлороводень служить сировиною у виробництві хлоридів, хлорорганічних продуктів, використовується (у вигляді розчину) при травленні металів, розкладанні мінералів і руд.

Рівняння найважливіших реакцій:

НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2О

HCl (разб.) + NH3 H2O = NH4Cl + Н2О

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 + AgClv

Отримання НCl в промисловості – спалювання Н2 в Cl2 (див.), В лабораторії – витіснення з хлоридів сірчаною кислотою:

NaCl (т) + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + НCl ^ (50 ° C)

2NaCl (т) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + 2НCl ^ (120 ° C)

...
ПОДІЛИТИСЯ:

Дивіться також:
Отримання водню