При обычных условиях с водой реагирует хлор

Физические свойства

Cl₂ при об. Т — газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха — в 2,5 раза, малорастворим в воде (

6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl —

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

Химические свойства

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl — :

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O₂, N₂, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Вытеснение свободных неметаллов (Вr₂, I₂, N₂, S) из их соединений

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl — , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO — или ClO₃ — .

Cl₂ + Н₂O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO₃ и Са(ClO)₂ — гипохлориты; КClO₃ — хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H₂SO₄ на хлориды:

H₂SО₄(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО₄ (при слабом нагревании)

H₂SО₄(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na₂SО₄ (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н₂O растворяется

450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

а) с металлами (до Н):

б) с основными и амфотерными оксидами:

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

г) с солями более слабых кислот:

Реакции с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. Анион Cl — окисляется до свободного галогена:

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

а) с аминами (как органическими основаниями)

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Источник

Галогены

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

• F — 2s 2 2p 5
• Cl — 3s 2 3p 5
• Br — 4s 2 4p 5
• I — 5s 2 5p 5
• At — 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

Природные соединения

• NaCl — галит (каменная соль)
• CaF₂ — флюорит, плавиковый шпат
• NaCl*KCl — сильвинит
• 3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ — фторапатит
• MgCl₂*6H₂O — бишофит
• KCl*MgCl₂*6H₂O — карналлит

Простые вещества — F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод — Br — )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

• HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
• HI — йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Хлор в химии — классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Содержание:

Хлор — химический элемент и простое вещество:

Химические элементы с наиболее ярко выраженными неметаллическими свойствами в периодической системе составляют VIIА-группу: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и очень редко встречающийся в природе астат At. Эти элементы называются галогенами.

Хлор в природе

Наиболее распространенным в природе галогеном является хлор. Его массовая доля в земной коре составляет около 0,2 % — 11-е место по распространенности среди всех элементов. Широко распространены минералы и горные породы, содержащие хлориды, — соли соляной кислоты: галит (каменная или поваренная соль) NaCl, сильвин KCl, карналлит

Хлор — один из химических элементов, без которых немыслимо существование живых организмов. Ионы хлора вместе с ионами натрия и калия регулируют водно-солевой обмен в организме человека. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, положительно влияет на поглощение корнями кислорода, а также соединений калия, кальция, магния.

Химический элемент хлор

Охарактеризуем хлор по плану, который вы применяли в 8-м классе.

Химический знак — Cl, относительная атомная масса — 35,5, атомный номер — 17. Этот элемент находится в третьем периоде в VIIА-группе.

Заряд ядра атома хлора равен 17+, следовательно, ядро содержит 17 протонов, а ядра двух его природных нуклидов и — соответственно 18 и 20 нейтронов.

В атоме хлора 17 электронов, которые располагаются на трех электронных слоях: 17Cl 2e– , 8e– , 7e– .

На внешнем (незавершенном) электронном слое у атомов хлора находится по 7 электронов, следовательно, этот элемент относится к неметаллам. Максимальная положительная степень окисления хлора равна +7, формула его высшего оксида — . Ему соответствует гидроксид, представляющий собой кислоту

Степень окисления хлора в летучем водородном соединении равна –1, формула этого соединения — HCl.

Простое вещество

Хлор является веществом молекулярного строения. Его молекула состоит из двух атомов — (рис. 35).

При обычных условиях хлор — желто-зеленый газ с резким запахом. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит. В Первую мировую войну хлор использовался даже в качестве боевого отравляющего вещества.

Растворимость хлора в воде небольшая: в одном объеме воды при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Водный раствор хлора называется хлорной водой.

Химические свойства

Хлор является химически активным простым веществом. Он взаимодействует практически со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, образуя хлориды. С металлами хлор реагирует при слабом нагревании, а с некоторыми даже при обычных условиях, выступая в качестве окислителя:

Как окислитель хлор реагирует с менее электроотрицательными неметаллами:

Хлор своеобразно реагирует с водородом. При обычной температуре в темноте реакция не происходит, но при сильном освещении или при нагревании смесь хлора и водорода может взорваться.

С большинством сложных веществ хлор также ведет себя как окислитель. Взаимодействуя с растворами бромидов и иодидов металлов, хлор вытесняет из них бром и иод:

Приведенные выше реакции подтверждают, что простое вещество хлор проявляет более сильные окислительные свойства, чем нижестоящие в группе галогены.

Применение хлора

По масштабам промышленного применения хлор намного превосходит все остальные галогены (рис. 36). В больших количествах хлор используется для обеззараживания питьевой воды. Хлор и его соединения применяются для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги, древесины и т. д. Особенно много его расходуется при производстве пластмасс, каучуков, красителей, различных растворителей. Огромны масштабы использования хлора в производстве соляной кислоты.

Хлор является самым распространенным галогеном.

Минимальная отрицательная степень окисления хлора равна –1, максимальная положительная — +7.

При обычных условиях простое вещество хлор — желто-зеленый газ с резким запахом, тяжелее воздух, ядовит.

Хлор взаимодействует непосредственно практически со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, а также со многими сложными веществами, выступая обычно в качестве окислителя.

Хлороводород и соляная кислота

Одним из важнейших соединений хлора является продукт его взаимодействия с водородом — хлороводород HCl. Это бесцветный газ с резким запахом, несколько тяжелее воздуха. Химическая связь в молекуле HCl — ковалентная полярная:

Молекула хлороводорода HCl полярна и представляет собой диполь.

Хлороводород очень хорошо растворяется в воде. Это легко проверить, если цилиндр, заполненный этим газом, опустить в чашку с водой (куда заранее было внесено несколько капель лакмуса). Вода быстро поднимется вверх, при этом раствор окрасится в красный цвет, что является свидетельством образования в цилиндре кислого раствора (рис. 37).

Соляная кислота

Раствор хлороводорода в воде — хлороводородная кислота, которую на практике чаще называют соляной кислотой. Это бесцветная жидкость с резким запахом. В концентрированной кислоте массовая доля HCl составляет около 37 %.

Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, в разбавленном растворе полностью диссоциирует на ионы:

Соляная кислота проявляет характерные для кислот свойства. Она изменяет окраску индикаторов: лакмус и метилоранж в растворе HCl становятся красными. Соляная кислота взаимодействует с теми металлами, которые в ряду активности металлов расположены до водорода:

В этих реакциях ионы водорода выступают в качестве окислителя. Соляная кислота взаимодействует с основными оксидами:

со щелочами и нерастворимыми основаниями:

а также с солями:

Реакции с солями идут только тогда, когда образуются осадок, газ или слабый электролит.

В организме человека соляная кислота вырабатывается клетками слизистой оболочки желудка и входит в состав желудочного сока. Массовая доля HCl в желудочном соке человека равна 0,3 % — 0,5 %. Соляная кислота в составе желудочного сока улучшает пищеварение, уничтожает большинство бактерий, которые попадают с пищей в желудок, что замедляет или даже останавливает гнилостный процесс. Желудок здорового человека вырабатывает до 2,5 дм 3 желудочного сока в сутки. Желудочный сок начинает выделяться уже тогда, когда вы начинаете пережевывать пищу. Поэтому жевать жевательную резинку на голодный желудок вредно: в отсутствии пищи соляная кислота разрушительно действует на стенки желудка.

Продуктом взаимодействия хлора с водородом является хлороводород — бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха.

Раствор хлороводорода в воде представляет собой кислоту, которая называется хлороводородной или соляной.

Соляная кислота проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействует с основаниями, основными оксидами, солями и металлами, стоящими в ряду активности до водорода.

Хлориды

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Большинство хлоридов растворимы в воде. Так, например, большая часть растворенных в морской воде солей приходится на хлорид натрия. Объясняется это тем, что соли вымываются из горных пород и выносятся реками в моря и океаны. Но в засушливых и пустынных районах в результате интенсивного испарения воды концентрация солей в воде сильно повышается, и они выделяются в твердом виде. Так образуются солончаки (рис. 38).

Растворы хлоридов — обязательная составная часть живых организмов. В теле взрослого человека содержится примерно 200 г хлорида натрия, причем, около 45 г растворено в крови. Соль поддерживает нормальную деятельность клеток, из которых состоят все ткани и органы. Взрослому человеку необходимо получать в день примерно 5—6 г хлорида натрия, включая и ту соль, которая входит в состав готовых продуктов. Употребление избыточного количества поваренной соли приводит к ухудшению самочувствия: появлению головной боли, отекам, повышению артериального давления.

К практически нерастворимым хлоридам относится хлорид серебра(I) AgCl. Это свойство хлорида серебра(I) используется для обнаружения хлорид ионов в растворе. При добавлении к соляной кислоте или к раствору хлорида натрия раствора нитрата серебра(I) выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра(I) (рис. 39):

Такая реакция является качественной реакцией на ионы хлора, а нитрат серебра(I) служит реактивом на соляную кислоту и ее соли.

Если содержание хлорид-ионов в растворе невелико, то осадок не выпадает, а наблюдается помутнение раствора. Этой реакцией можно пользоваться для проверки наличия хлоридионов в питьевой воде.

Применение соляной кислоты и хлоридов

Соляная кислота и ее соли относятся к тем веществам, которые постоянно сопровождают человека, являясь неотъемлемой частью его жизни. В больших объемах соляная кислота расходуется в самых разнообразных областях практической деятельности человека: в химической, пищевой

и фармацевтической промышленности, для обработки поверхности металлов и др. Как реагент соляная кислота используется во всех химических лабораториях (рис. 40).

Важнейшими солями соляной кислоты являются хлориды натрия и калия. Поваренная соль NaCl известна как пищевая добавка, которая служит консервантом при подготовке пищевых продуктов к длительному хранению.

Поваренная (каменная) соль издавна ценилась очень высоко. Ею вместо денег платили жалованье римским воинам и крестоносцам. В Китае изготавливали соляные монеты, на которых ставилось клеймо правителя. А в Эфиопии еще в XIX в. были в ходу соляные деньги — стандартные бруски каменной соли (см. рис.).

Хлорид натрия используют для профилактики и лечения простудных заболеваний. Посещение соляных пещер, воздух в которых чрезвычайно богат аэрозолем хлорида натрия, оказывает положительное влияние на состояние дыхательных путей и кожи детей и взрослых (рис. 41). Водный раствор хлорида натрия широко применяется в медицине для приготовления различных лекарственных препаратов.

Хлориды натрия и кальция используют для борьбы с гололедицей, а NaCl — в производстве химических препаратов, стекла и бумаги.

Хлорид калия KCl — ценное минеральное удобрение. Это основной экспортный продукт химической промышленности Беларуси (рис. 42). Хлориды других металлов используются в сельском хозяйстве, химической промышленности, медицине.

• Соли соляной кислоты называются хлоридами.
• Реактивом на соляную кислоту и ее соли служит раствор нитрата серебра(I).
• Соляная кислота и хлориды имеют важное значение для жизнедеятельности живых организмов.

Рекомендую подробно изучить предметы:

Химия Неорганическая химия Органическая химия

Ещё лекции с примерами решения и объяснением:

• Сера в химии
• Азот в химии
• Фосфор в химии
• Углерод в химии
• Оксиды в химии
• Основания в химии
• Кислоты в химии
• Соли в химии

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник