Хлороводород и соляная кислота
Хлороводород и соляная кислота:
Хлороводород — это бесцветный газ тяжелее воздуха с резким запахом, который состоит в равных объемах из хлора и водорода, формула: HCl
Смесь хлора и водорода дает бурную реакцию и взрывается даже при солнечном свете, образуя хлороводород.
Сам хлороводород не горючий газ.
В лаборатории можно получить хлороводород используя концентрированную серную кислоту + поваренную соль и подогревая эту смесь.
Газ хлороводород хорошо растворяется в воде, сам раствор называют соляная кислота.
При высокой концентрации соляная кислота словно дымит на воздухе, так как хлороводород постепенно выделяется из раствора во внешнюю влагу воздуха. При нагревании выделение хлороводорода идет интенсивнее.
Соляная кислота широко используется для очистки поверхностей от ржавчины. Однако, это может осуществлять только при использовании ингибиторов (добавки которые замедляют протекание реакции металла с кислотой), чтобы кислота не испортила сам металл. Также из кислоты получают соли, используют ее в медицине и т.д. Эта кислота даже выделяется нашим желудком для переваривания пищи, но концентрация там совсем мала (0,2-0,5%).
Соли этой кислоты называют хлоридами. Хлориды в основном, также растворимы в воде.
Если добавить нитрат серебра (AgNO3) к соляной кислоте или ее соли, то выпадает белый творожистый осадок. Этот осадок нерастворим в кислотах, что всегда позволяет установить присутствие хлорид-ионов.
Редактировать этот урок и/или добавить задание и получать деньги постоянно* Добавить свой урок и/или задания и получать деньги постоянноДобавить новость и получить деньги
Добавить анкету репетитора и получать бесплатно заявки на обучение от учеников
Хлороводород
Хлороводород ( H Cl) — бесцветный удушливый газ с резким запахом, дымит на повитри.Легко растворяется в воде (500 объемов газа в 1 объеме воды) с образованием соляной кислоты. Иногда хлороводорода ошибочно называют соляную кислоту.
1. История
Алхимики средневековья знали о «Acidum Саlис» (так они называли соляную кислоту) и газ, который из нее образуется, который называли «Соленый воздух». В 17 веке, Иоганн Рудольф Глаубер используя соль ( хлорид натрия) и серную кислоту для производства сульфата натрия выделил хлороводород. Карл Вильгельм Шееле также упоминает эту реакцию в 1772 году, открытие хлороводорода приписывается ему. В том же году Джозеф Пристли и Хэмфри Дэви обнаружили, что хлороводород состоит из водорода и хлора. Во время промышленной революции, спрос на щелочные вещества, такие как карбонат натрия ( Na 2 CO 3), увеличился, в 1791 году Николя Леблан разработал новый производственный процесс производства кальцинированной соды. В этом методе поваренная соль превращается в карбонат натрия, серную кислоту, известняк и углекислый газ, с хлороводорода в качестве побочного продукта. К 1863 года, хлористый водород выбрасывался в воздуха, но впоследствии с помощью растительной золы хлороводород растворяли в воде, производя соляную кислоту в промышленных масштабах. В начале 20 века, метод Леблана заменил «метода Сольве», в котором хлороводород не выделялся. Тем не менее, производство хлороводорода продолжалось, поскольку соляная кислота активно используется. В 20-м веке, хлороводород начал использоваться для производства хлоропену, винилхлорида и т.д.
2. Физические свойства
Соляная кислота изменяет цвет бумаги, красный показывает, что раствор имеет кислую среду
Хлористый водород состоит из двухатомных молекул, каждая из которых состоит из водорода и хлора молекула связана ковалентной связью. Так как атом хлора намного больше электроотрицательный, чем атом водорода, ковалентная связь между двумя атомами абсолютно полярными. Итак, молекула имеет большой дипольный момент с отрицательным частичным зарядом δ — на атом хлора и положительный частичный заряд δ + в атоме водорода. Частично из-за высокой полярности, HCl очень растворим в воде (и в других полярных растворителях). При контакте, H 2 O и HCl в совокупности образуют гидроксония катион, Н 3 O + и хлорид анион Cl — через оборотную химическую реакцию:
Полученный раствор — соляная кислота. Константа диссоциации или константа ионизации, K a, большая, значит, HCl диссоциирует и ионизируется практически полностью в воде. Даже при отсутствии воды, хлористый водород все еще может выступать в качестве кислоты. Например, хлористый водород может растворяться в других растворителях, таких как метанол. Через свой кислый характер, хлористый водород относится к коррозионным материалов, особенно в присутствии влаги.
2.1. Структура и свойства
Структура DCl, определена нейтронной дифракцией DCl в порошкообразном состоянии при температуре -196,15 С. DCl был использован вместо соляной кислоты, поскольку ядро дейтерия легче обнаружить, чем ядро водорода. «Бесконечный» цепь DCl обозначен пунктирными линиями. |
Природный хлор состоит из двух изотопов, 35 Cl и 37 Cl, в соотношении примерно 3:1. Представляет собой бесцветный газ, который на воздухе дымит, взаимодействуя с атмосферной вологою.У жидком виде — бесцветная легко подвижная жидкость. Кристаллизуется в кубическую решетку, ниже -174,15 С с образованием ромбической модификации.Водний раствор хлороводорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
Появление кислотных свойств хлороводорода в растворе объясняется тем, что полярная строение молекул HCl под влиянием очень полярных молекул воды переходит в ионную, вследствие чего молекулы хлорида водорода в растворе диссоциирует:
Процесс растворения сильно экзотермический. С водой HCl образует азеотропную смесь, содержащая 20,24% HCl.
3. Химические свойства
Хлориды чрезвычайно распространены и имеют широчайшее применение ( галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слаборастворимых является хлорид свинца (PbCl 2),хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути (I) (Hg 2 Cl 2, каломель) и хлорид меди (I) (CuCl).
- При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди (II) CuCl 2):
- Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «Царская вода». Царская вода способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозо и хлора, находящиеся в равновесии с исходными веществами:
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворения:
- [1]
- Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединения):
4. Получение
В лабораторных условиях хлороводород получают при действии концентрированной серной кислоты на хлорид натрия при сильном нагревании:
В промышленности его добывают обычно сжиганием водорода в атмосфере хлора в специальных горелках:
- HCl можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлористый фосфориты, тионилхлорида (SOCl 2), и гидролизом хлорангидридив карбоновых кислот:
Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в води.Цилком сухой HCl не проводит электрического тока и почти не действует на металлы.
5. Безопасность
Вдыхание хлороводорода может привести к кашля, удушья, воспаление носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжелых случаях, отек легких, нарушение работе кровеносной системы, а также смерть. Контактируя со кожей может вызывать покраснение, боль, и тяжелые ожоги. Хлористый водород может вызвать серьезные ожоги глаз и необратимое повреждение глаз.
См.. также
Примечания
- А. А. Дроздов, В. П. Зломанов, Ф. М. Спиридонов. Неорганическая химия (в 3 т.). Т.2. — М.: Издательский центр «Академия», 2004.
Источники
- Ф. А. Деркач «Химия» Л. 1968
Растворимость кислот, оснований и солей в воде
|
получение и свойства» (9 класс)
Урок № 9кл дата: _____
Тема урока. Хлороводород: получение и свойства.
Тип урока: комбинированный урок.
Цель урока: рассмотреть способы получения, свойства хлороводорода; научить соотносить области применения хлороводорода с его свойствами.
Задачи урока:
Образовательные: познакомить учащихся с химической формулой и строением молекулы хлороводорода, физическими и химическими свойствами, получением и применением хлороводорода.
Воспитательные: показать единство материального мира.
Развивающие: приобретение навыков самостоятельной работы.
Методы и приемы: фронтальная беседа, индивидуальная, самостоятельная работа.
Оборудование: учебник «Химия 9 класс» Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.; периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева; карточки с индивидуальными заданиями, раздаточный материал.
ХОД УРОКА
Организационный момент.
Проверка домашнего задания.
Фронтальная беседа.
— Расскажите о физических свойствах хлора (хлор – газ, желто-зеленого цвета, имеет резкий, удушливый запах. Яд для всех живых организмов. Тяжелее воздуха в 2,5 раза. Кипит при температуре от +15 ºС).
— Как меняется химическая активность галогенов от фтора к йоду? (фтор химически наиболее активен, а йод наименее активен).
— Как меняется вытеснительная активность галогенов в растворах их солей? (более активные галогены вытесняют менее активные галогены из их соединений).
— С какими простыми веществами реагирует хлор? (с металлами и водородом).
— Опишите взаимодействие хлора с водой, раскрыв сущность реакции ( Cl
2 + H2O = HCl + HClO. Реакция обмена, в результате образуются две кислоты: соляная и хлорноватистая; ОВР).— Расскажите о возможных случаях реакции соединения хлора с водородом, механизме и сущности реакции (с водородом хлор реагирует на свету, а также при нагревании; взрывается при облучении, с образованием хлороводорода).
— Как растворяется хлороводород в воде и чем является его раствор? (в воде растворяется очень хорошо, образуется соляная кислота).
Письменное домашнее задание. (Выполняется на доске учащимися, пока учащиеся выполняют задания у доски, учитель проводит фронтальную беседу с классом).
Индивидуальное задание.
Проанализируйте текст, определите вещества и запишите уравнения описанных реакций:
«Во время Первой мировой войны (1915 г.) около города Ипр на западе Фландрии впервые был использован отравляющий газ. Эта газовая атака унесла жизни 5 тыс. солдат и около 15 тыс. сделала инвалидами. Взаимодействие этого газа с водородом может происходить со взрывом, водный раствор продукта этой реакции раньше называли «муриевой кислотой». Одним из первооткрывателей ядовитого газа стал шведский химик и аптекарь Карл Шееле, получивший его нагреванием минерала пиролюзита (
Этот газ – хлор. При взаимодействии хлора с водородом образуется хлороводород, водный раствор «муриевая кислота» — соляная кислота. При нагревании минерала пиролюзита с соляной кислотой образуется хлор по реакции:
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Изучение нового материала.
Химическая формула хлороводорода – HCl. Химическая связь – ковалентная полярная.
В промышленности хлороводород получают взаимодействие хлора с водородом.Cl2 + H2 = 2HCl
В лаборатории получают нагреванием хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. В таких условиях, при отсутствии воды, выделяется газообразный хлороводород, его затем растворяют в воде и получают соляную кислоту.
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl↑ (см. рис. 13 §14).
Хлороводород – бесцветный газ, немного тяжелее воздуха, с резким запахом, во влажном воздухе дымит. Наиболее характерным свойством хлороводорода является его большая растворимость в воде (при 0 ºС в одном объеме воды растворяется около 500 объемов газа).
Можно ли получить хлороводород, используя раствор поваренной соли? (нет, т.к. все находящиеся в растворе вещества являются сильными электролитами).
Химические свойства: хлороводород не реагирует ни с металлами, ни с основными оксидами (в отличие от соляной кислоты). Запомните, что соляная кислота и хлороводород – не одно и то же вещество, хотя и описываются условно одинаковой формулой. Эти вещества имеют разные физические и химические свойства.
Закрепление изученного материала.
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления (хлороводород является одной из составляющих ядовитых вулканических газов).
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Вопросы – подсказки: что такое желудочный сок? Вспомните состав желудочного сока? Какова роль соляной кислоты в пищеварении? При каких нарушениях процесса пищеварения выписывают сильно разбавленный раствор соляной кислоты?
Домашнее задание. Выучить материал § 14, выполнить № 1-2 с. 55.
Индивидуальное задание.
Проанализируйте текст, определите вещества и запишите уравнения описанных реакций:
«Во время Первой мировой войны (1915 г.) около города Ипр на западе Фландрии впервые был использован отравляющий газ. Эта газовая атака унесла жизни 5 тыс. солдат и около 15 тыс. сделала инвалидами. Взаимодействие этого газа с водородом может происходить со взрывом, водный раствор продукта этой реакции раньше называли «муриевой кислотой». Одним из первооткрывателей ядовитого газа стал шведский химик и аптекарь Карл Шееле, получивший его нагреванием минерала пиролюзита (
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Урок № 9кл дата: _____
Тема урока. Соляная кислота и ее соли.
Тип урока: комбинированный урок.
Цель урока: обобщить знания о свойствах соляной кислоты, познакомить с качественными реакциями на галогенид – ионы.
Задачи урока:
Образовательные: рассмотреть эмпирическую формулу соляной кислоты и хлоридов, изучить значение качественных реакций, проводить химический эксперимент по распознаванию важнейших неорганических веществ, распознавать хлориды, составлять уравнения характерных для соляной кислоты реакций.
Воспитательные: показать единство материального мира.
Развивающие: приобретение навыков самостоятельной работы.
Методы и приемы: фронтальная беседа, индивидуальная, самостоятельная работа.
Оборудование: учебник «Химия 9 класс» Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.; периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева; карточки с индивидуальными заданиями, раздаточный материал, набор реактивов: раствор соляной кислоты, цинк, нитрат серебра.
ХОД УРОКА
Организационный момент.
Подготовка к восприятию нового материала.
Инструктаж по технике безопасности при работе с кислотами.
Вопросы по изученной теме.
-Докажите, что в состав соляной кислоты входит водород (проведение реакции соляной кислоты с цинком; наблюдение газа).
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
— Докажите, что в состав соляной кислоты входит хлор (проведение качественной реакции на соляную кислоту и ее соли – реакция с нитратом серебра AgNO3; наблюдение выпадения белого осадка хлорида серебра).
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
— Как осуществить превращение, отраженное схемой:
CuO → CuCl2 → AgCl
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
CuCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Cu(NO3)2
Изучение нового материала.
Проведение исследовательского задания.
— Опишите физические свойства соляной кислоты с помощью своих наблюдений и данных учебника, с. 56 (бесцветная жидкость с резким запахом).
— Прочитайте статью учебника с.56 о способах получения соляной кислоты в лаборатории и промышленности.
2. Исследование химических свойств соляной кислоты.
Составление схемы, отражающей химические свойства соляной кислоты, общие с другими кислотами, специфические свойства.
Выполнение задания № 2 с.58.
Соли соляной кислоты.
NaCl – поваренная соль – является неизменным спутником человека на протяжении всей его жизни, о чем красноречиво свидетельствует история человечества.
— В чем смысл известной поговорки «Несолено хлебавши»?
— Каковы, на ваш взгляд, предпосылки возникновения старинных городов России – Соликамска, Солигорска, Сольвычегорска и др.?
Постановка проблемного вопроса: «Чем объясняется такое отношение людей к обычному и всем нам известному веществу? Почему поваренная соль всегда и везде считается продуктом первой необходимости?» (Поваренная соль как пищевая добавка является важнейшим источником образования соляной кислоты в организме, которая является необходимым компонентом желудочного сока. Поступление хлорида натрия в организм поддерживает постоянство химического состава крови).
Закрепление изученного материала.
Выполнение самостоятельной работы.
Составьте уравнения осуществимых реакций:
1 вариант
NaOH + HCl →
NaCl + AgNO3 →
NaCl + KNO3 →
Na2CO3 + HCl →
2 вариант
Ca(OH)2 + HCl →
KCl + AgNO3 →
HCl + AgNO3 →
K2CO3 + HCl →
3 вариант
Ba(OH)2 + HCl →
BaCl2 + AgNO3 →
KCl + AgNO3 →
BaCO3 + HCl →
Домашнее задание. Выучить материал § 15, выполнить № 3, 5 с. 58. Индивидуальное задание * № 4 с. 58.
1 вариант
NaOH + HCl →
NaCl + AgNO3 →
NaCl + KNO3 →
Na2CO3 + HCl →
2 вариант
Ca(OH)2 + HCl →
KCl + AgNO3 →
HCl + AgNO3 →
K2CO3 + HCl →
3 вариант
Ba(OH)2 + HCl →
BaCl2 + AgNO3 →
KCl + AgNO3 →
BaCO3 + HCl →
Хлороводород — Википедия. Что такое Хлороводород
Хлороводород | |
![]() | |
![]() | |
Общие | |
---|---|
Систематическое наименование | хлористый водород |
Хим. формула | HCl |
Физические свойства | |
Состояние | бесцветный газ |
Молярная масса | 36,4606 г/моль |
Плотность | 1.477 г/л, газ (25 °C) |
Энергия ионизации | 12,74 ± 0,01 эВ[1] |
Термические свойства | |
Т. плав. | −114,22 °C |
Т. кип. | −85 °C |
1500 °C | |
Кр. точка | 51,4 °C |
Энтальпия образования | -92,31 кДж/моль |
Давление пара | 40,5 ± 0,1 атм[1] |
Химические свойства | |
pKa | -4; -7 |
Растворимость в воде | 72,47 (20 °C) |
Классификация | |
Рег. номер CAS | 7647-01-0 |
PubChem | 313 |
Рег. номер EINECS | 231-595-7 |
SMILES | |
InChI | |
RTECS | MW4025000 |
ChEBI | 17883 |
Номер ООН | 1050 |
ChemSpider | 307 |
Безопасность | |
NFPA 704 | ![]() |
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного. |
Хло́роводоро́д[2], хло́ристый водоро́д[3] (HCl) — бесцветный, термически устойчивый ядовитый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −85,1 °C конденсируется в бесцветную, подвижную жидкость. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.
Свойства
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
- HCl+h3O→h4O++Cl−{\displaystyle {\mathsf {HCl+H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+Cl^{-}}}}
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % HCl.
Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, она энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образуя соли — хлориды:
- Mg+2HCl→MgCl2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Mg+2HCl\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}
- FeO+2HCl→FeCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {FeO+2HCl\rightarrow FeCl_{2}+H_{2}O}}}
Хлориды чрезвычайно распространены в природе и имеют широчайшее применение (галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциируют на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца(II) (PbCl2), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути(I) (Hg2Cl2, каломель) и хлорид меди(I) (CuCl).
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
- MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {MnO_{2}+4HCl\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
- 4HCl+O2→2h3O+2Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {4HCl+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2Cl_{2}\uparrow }}}
Концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
- 2Cu+4HCl→2H[CuCl2]+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Cu+4HCl\rightarrow 2H[CuCl_{2}]+H_{2}\uparrow }}}
Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:
- 4H++3Cl−+NO3−→NOCl+Cl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4H^{+}+3Cl^{-}+NO_{3}^{-}\rightarrow NOCl+Cl_{2}+2H_{2}O}}}
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
- 3Pt+4HNO3+18HCl→3h3[PtCl6]+4NO↑+8h3O{\displaystyle {\mathsf {3Pt+4HNO_{3}+18HCl\rightarrow 3H_{2}[PtCl_{6}]+4NO\uparrow +8H_{2}O}}}[4]
Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3Cl:
- SO3+HCl→HSO3Cl{\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+HCl\rightarrow HSO_{3}Cl}}}
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
- R-CH=Ch3+HCl→R-CHCl-Ch4{\displaystyle {\mathsf {R{\text{-}}CH{\text{=}}CH_{2}+HCl\rightarrow R{\text{-}}CHCl{\text{-}}CH_{3}}}}
- R-C≡CH+2HCl→R-CCl2-Ch4{\displaystyle {\mathsf {R{\text{-}}C\equiv CH+2HCl\rightarrow R{\text{-}}CCl_{2}{\text{-}}CH_{3}}}}
Получение
В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:
- NaCl+h3SO4→NaHSO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow NaHSO_{4}+HCl\uparrow }}}
HCl также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (SOCl2), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:
- PCl5+h3O→POCl3+2HCl{\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+H_{2}O\rightarrow POCl_{3}+2HCl}}}
- RCOCl+h3O→RCOOH+HCl{\displaystyle {\mathsf {RCOCl+H_{2}O\rightarrow RCOOH+HCl}}}
В промышленности хлороводород ранее получали в основном сульфатным методом (методом Леблана), основанном на взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. В настоящее время для получения хлороводорода обычно используют прямой синтез из простых веществ:
- h3+Cl2→2HCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}
В производственных условиях синтез осуществляется в специальных установках, в которых водород непрерывно сгорает ровным пламенем в токе хлора, смешиваясь с ним непосредственно в факеле горелки. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекание реакции. Водород подается в избытке (5 — 10 %), что позволяет полностью использовать более ценный хлор и получить незагрязненную хлором соляную кислоту.
Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.
Применение
Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината натрия, соды, хлора и других продуктов. Также применяется в органическом синтезе. Широкое распространение раствор соляной кислоты получил в производстве мелкоштучных бетонных и гипсовых изделий: тротуарная плитка, железобетонные изделия и т.д.
Безопасность
Хлороводород ядовит. Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю, удушению, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях — к отёку легких, нарушению работы кровеносной системы и даже смерти. Контактируя с кожей может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.
Смертельная концентрация (ЛК50):
3 г/м³ (человек, 5 минут)
1,3 г/м³ (человек, 30 минут)
3,1 г/м³ (крыса, 1 час)
1,1 г/м³ (мышь, 1 час)
Смертельная доза (ЛД50) — 238 мг/кг
Использовался как отравляющее средство во время войн.[источник не указан 2318 дней]
Примечания
Литература
- Левинский М.И, Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. «Хлористый водород и соляная кислота» М.:Химия 1985
Ссылки
Хлорид водорода(соляная кислота) влияние на человека
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 хлорида водорода
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 хлорида водорода
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 + h3
- Взаимодействие с амфотерными и основными оксидами: BaO + 2HCl = BaCl2 + h3O
- Взаимодействие со щелочами: NaOH + HCl = NaCl + h3O
- Взаимодействие с некоторыми солями: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + h3O + CO2
- При взаимодействии с аммиаком образуется соль хлорида аммония: Nh4 + HCl = Nh5Cl
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 хлорида водорода
Ранее в промышленности соляную кислоту получали путем взаимодействия хлорида натрия с кислотами, обычно с серной:
2NaCl + h3SO4 = 2HCl + Na2SO4
Но этот способ недостаточно эффективен, а чистота получаемого продукта невысока. Сейчас используется другой способ получения (из простых веществ) хлористого водорода по формуле:
h3 + 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 + h3O = POCl3 + 2HCl
Получить соляную кислоту можно и путем гидролиза кристаллогидратов некоторых хлоридов металлов при повышенной температуре:
AlCl3·6h3O = Al(OH)3 + 3HCl + 3h3O
Также хлороводород является побочным продуктом реакций хлорирования многих органических соединений.
Применение хлорида водорода
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 использовании хлорида водорода
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.
Соляная кислота (хлористый водород) – это химическое вещество, которое используется на различных производствах, в промышленности. Отравление этим веществом очень опасно для человеческого организма. В этой статье рассмотрены признаки отравления водородом хлористым и первая помощь при развитии этого состояния.
Причины отравления соляной кислотой
Отравление соляной кислотой чаще всего происходит при вдыхании ее паров. Это химическое вещество используется на различных заводах. Интоксикация развивается вследствие аварий на производствах и при несоблюдении правил работы.
Основные причины отравления хлористым водородом:
- отравление парами соляной кислоты может происходить на работе или дома в случае использования этого вещества в бытовых целях;
- прием кислоты внутрь. Дети могут случайно выпить ее, подумав, что это вкусный напиток;
- попадание кислоты на кожные покровы или слизистые оболочки глаз из-за неосторожного обращения с ней.
Симптомы отравления хлористым водородом
Отравление соляной кислотой проявляется моментально после контакта с ней.Состояние пострадавшего стремительно ухудшается, он нуждается в неотложной помощи. Ниже в таблице представлены симптомы отравления хлористым водородом.
Механизм попадания | Симптомы и признаки |
Вдыхание |
|
Прием внутрь |
|
Попадание на кожу или слизистые |
|
Чем опасно отравление соляной кислотой
Интоксикация соляной кислотой очень опасна. Она может привести к тяжелым осложнениям со стороны многих органов и систем. К ним относятся:
- токсический гепатит – развивается вследствие поражения печени кислотой;
- желудочно-кишечное кровотечение характерно для приема внутрь кислоты. Химическое вещество разъедает стенки сосудов;
- болевой шок чаще всего происходит при поражении большой площади кожи кислотой;
- потеря зрения – последствие попадания кислоты на конъюнктиву глаза;
- острая почечная недостаточность развивается при внутреннем приеме кислоты;
- острая дыхательная недостаточность – осложнение отравления парами кислоты. Развивается вследствие поражения дыхательных путей, ожога слизистой бронхов и трахеи;
- глубокое коматозное состояние – развивается при поражении клеток головного мозга токсинами кислоты.
Оказание первой доврачебной помощи при отравлении
Первое, что следует сделать при отравлении соляной кислотой, – вызвать скорую медицинскую помощь. Назовите диспетчеру свое точное месторасположение, чтобы медики не тратили время на поиски. Если пострадавший находится в помещении, отравленном парами соляной кислоты, его следует немедленно вывести из него.
Запомните, что заниматься самолечением при отравлении соляной кислотой категорически запрещено. Это ядовитое вещество может привести к тяжелым нарушениям в работе организма и к смерти.
Обеспечьте больному покой и доступ свежего воздуха, развяжите ему галстук, расстегните рубашку. Во время ожидания бригады медиков, можно начать оказывать самостоятельно первую доврачебную помощь пострадавшему. Ниже мы рассмотрим основные действия, которыми вы можете ему помочь, в зависимости от пути попадания кислоты в организм.
Попадание кислоты на кожу или в глаза
При попадании хлористого водорода на поверхности слизистых оболочек, конъюнктивы глаз или кожу следует немедленно промыть пораженный участок тела проточной прохладной водой на протяжении 25-30 минут.
Отравление парами кислоты
Положите больного в кровать, дайте ему выпить воды или теплого сладкого чая. Дайте ему прополоскать нос и рот простой водой.
Давать какие-то лекарства до приезда медиков не стоит.
Следите за состоянием пострадавшего, контролируйте наличие у него дыхания и сердцебиения. Если он потерял сознание, положите его на ровную и твердую поверхность, поверните голову набок. Контролировать пульс удобнее всего на сонной артерии, которая проходит под кожей на переднебоковой поверхности шеи.
Для проверки наличия дыхания положите свою руку на грудную клетку пострадавшего и следите за ее экскурсией.
Остановка дыхания и сердцебиения свидетельствуют о развитии клинической смерти. В таком случае следует начинать проводить непрямой массаж сердца.
Прием кислоты внутрь
Положите больному на живот пузырь со льдом. Холод вызовет спазм сосудов и уменьшит внутреннее кровотечение. Следите за состоянием больного. Не давайте ему никаких таблеток. Если у него не было кровавой или черной рвоты, дайте ему выпить стакан прохладной щелочной минеральной или столовой воды без газов. Пить следует медленно, маленькими глотками, чтобы не спровоцировать рвоту. Жидкость разбавит концентрацию выпитого вещества и уменьшит его токсическое влияние на стенки желудка.
Запомните, что стараться самостоятельно промыть желудок, нейтрализовать кислоту и вызвать рвоту – запрещено. Этими действиями вы увеличите поражение слизистой оболочки пищевода и желудка, спровоцируете усиление внутреннего кровотечения.
Последующее лечение
Первая медицинская помощь оказывается медиками, приехавшими на вызов. Они проводят быстрый осмотр больного и сбор анамнеза, проверяют его жизненные показатели (пульс, артериальное давление, дыхание и сатурацию). Затем они приступают к оказанию первой помощи. Ее объем зависит от способа попадания хлористого водорода в организм и от состояния пациента. Первая медицинская помощь может состоять из следующих компонентов:
- промывания желудка через зонд;
- подключения капельницы с растворами;
- введения обезболивающих препаратов;
- медикаментозной регуляции жизненных показателей;
- одевания кислородной маски;
- обработки ожогов;
- искусственной вентиляции легких;
- сердечно-легочной реанимации.
После оказания первой помощи медики транспортируют больного в стационар. В зависимости от его состояния, он может быть госпитализирован в отделение токсикологии, реанимации, офтальмологии, хирургии. При обширных поражениях кожи лечение проводится в ожоговых центрах. Длительность лечения зависит от состояния больного и обширности поражения внутренних органов.
Отравление хлористым водородом – тяжелое и опасное состояние. Его лечение проводится в условиях стационара. Первое, что следует сделать при отравлении, – вызвать скорую помощь. До приезда медиков можно начать самостоятельно помогать ему, обеспечив покой и поступление свежего воздуха, промыть пораженные участки кожи водой.
Читайте также:
Оцените статью:
[Всего голосов: 1 Средний: 2/5]Хлор и его соединения » HimEge.ru
Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [10Ne ]3s2Зр5, характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl-1 . Шкала степеней окисления хлора:
+7 – Cl2O7 , ClO4— ,HClO4 , KClO4
+5 — ClO3— , HClO3 ,KClO3
+ 1 – Cl2O , ClO— , HClO , NaClO , Ca(ClO)2
0 – Cl2
— 1 – Cl— , HCl, KCl , PCl5
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 С12 . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl2 неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Cl2+H2 ⇌HCl
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:
Cl20+H2O ⇌HClIO+HCl-I
Cl2+2NaOH(хол) = NaClO+NaCl+H2O
3Cl2+6NaOH(гор)=NaClO3+5NaCl+H2O
Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НСlO разлагается на НСl 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:
Сl2 + 2Nа = 2NаСl2
ЗСl2 + 2Fе→2FеСl3 (200 °С)
Сl2 +Se=SeCl4
Сl2 + РЬ→PbCl2 (300 °С)
5Cl2+2P→2PCl5 (90 °С)
2Cl2+Si→SiCl4 (340 °С)
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Сl2 + 2КВг(Р) = 2КСl + Вr2↑ (кипячение)
б) Сl2(нед.) + 2КI(р) = 2КСl + I2↓
ЗСl (изб.) + 3Н2O+ КI = 6НСl + КIO3(80 °С)
Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получение хлора в промышленности:
2NаСl (расплав)→ 2Nа + Сl2 (электролиз)
2NaCl+ 2Н2O→Н2↑ + Сl2↑ + 2NаОН (электролиз)
и в лаборатории:
4НСl (конц.) + МnO2 = Сl2↑ + МnСl2 + 2Н2O
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).
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 НСl. 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 НI). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Сl— — образование белых осадков АgСl и Нg2Сl2, 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 + Н2O
НСl (разб.) + NН3 Н2O = NH4Сl + Н2O
4НСl (конц., гор.) + МO2 = МСl2 + Сl2↑ + 2Н2O (М = Мп, РЬ)
16НСl (конц., гор.) + 2КМnO4(т) = 2МnСl2 + 5Сl2↑+ 8Н2O + 2КСl
14НСl (конц.) + К2Сr2O7(т) = 2СrСl3 + ЗСl2↑ + 7Н2O + 2КСl
6НСl (конц.) + КСlO3(Т) = КСl + ЗСl2↑ + 3Н2O (50-80 °С)
4НСl (конц.) + Са(СlO)2(т) = СаСl2 + 2Сl2↑ + 2Н2O
2НСl (разб.) + М = МСl2 + H2↑ (М = Ре, 2п)
2НСl (разб.) + МСO3 = МСl2 + СO2↑+ Н2O (М = Са, Ва)
НСl (разб.) + АgNO3 = НNO3 + АgСl↓
Получение НСl в промышленности — сжигание Н2 в Сl2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NаСl(т) + Н2SO4 (конц.) = NаНSO4 + НСl↑ (50 °С)
2NaСl(т) + Н2SO4 (конц.) = Nа2SO4 + 2НСl↑(120 °С)
Хлориды
Хлорид натрия NaСl. 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 КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NаСl(т) + 2Н2SO4 (конц.) + МnO2(т) = Сl2↑ + МnSO4 + 2Н2O + Na2SO4(100 °С)
10NаСl(т) + 8Н2SO4(конц.) + 2КМnO4(т)= 5Сl2↑ + 2МnSO4 + 8Н2О + 5Nа2SO4 + К2SO4(100°С)
6NaСl(Т) + 7Н2SO4 (конц.) + К2Сr2O7(т) = 3Сl2 + Сr2(SO4)3 + 7Н2O+ ЗNа2SO4 + К2SO4(100 °С)
2NаСl(т) + 4Н2SO4(конц.) + РЬO2(т) = Сl2↑ + Рb(НSO4)2 + 2Н2O + 2NaНSO4(50 °С)
NaСl(разб.) + АgNO3 = NaNО3 + АgСl↓
NaCl(ж)→2Na+Cl2↑ (850°С, электролиз )
2NаСl + 2Н2O→Н2↑ + Сl2↑ + 2NаОН (электролиз )
2NаСl(р,20%)→ Сl2↑+ 2Nа(Нg) “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 Сl2. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.
Хлорид кальция СаСl2. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl2 6Н2О 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:
СаСl2(Т) + 2Н2SO4(конц.) = Са(НSO4)2 + 2НСl↑ (50 °С)
СаСl2(Т) + Н2SO4 (конц.) = СаSO4↓+ 2НСl↑ (100 °С)
СаСl2 + 2NaОН (конц.) = Са(ОН)2↓+ 2NaCl↑
ЗСаСl2 + 2Nа3РO4 = Са3(РO4)2↓ + 6NaCl
СаСl2 + К2СO3 = СаСО3↓ + 2КСl
СаСl2 + 2NaF = СаF2↓+ 2NаСl
СаСl2(ж) → Са + Сl2 ↑(электролиз ,800°С)
Получение:
СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СO3↑ + Н2O
Хлорид алюминия АlСl3. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl3 (треугольное строение,sр2гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl2Сl6 (точнее, Сl2АlСl2АlСl2, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр3-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 Аl3+ — образование осадка АlРO4, 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:
АlСl3. 6Н2O →АlСl(ОН)2 (100-200°С, —HCl,H2O)→Аl2O3(250-450°С, -HCl,h3O)
АlСl3(т) + 2Н2O(влага) = АlСl(ОН)2(т) + 2НСl (белый «дым»)
АlCl3 + ЗNаОН (разб.) = Аl(OН)3 (аморф. )↓ + ЗNаСl
АlСl3 + 4NаОН (конц.) = Nа[Аl(ОН)4] + ЗNаСl
АlСl3 + 3(NН3.Н2O)(конц.) = Аl(ОН)3(аморф.) + ЗNН4Сl
АlCl3 + 3(NН3 • Н2O)(конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН4Сl + Н2O (100°С)
2Аl3+ + 3Н2O + ЗСО2-3 = 2Аl(ОН)3↓ + ЗСO2↑ (80°С)
2Аl3+ =6Н2O+ 3S2- = 2Аl(ОН)3↓+ 3Н2S↑
Аl3+ + 2НРО42- — АlРO4↓ + Н2РO4—
2АlСl3→2Аl + 3Сl2↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)
Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:
Аl2O3 + 3С(кокс) + 3Сl2 = 2АlСl3 + 3СО (900 °С)
Хлорид железа(II) FеСl2. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе2Сl4. 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 FеСl и Fе2О3, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl2 • 4Н2O = FеСl2 + 4Н2O (220 °С, в атм. N2)
FеСl2 (конц.) + Н2O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)
FеСl2(т) + Н2SO4(конц.) = FеSO4 + 2НСl↑ (кипячение)
FеСl2(т) + 4HNO3(конц.) = Fе(NO3)3 + NO2↑ + 2НСl + Н2O
FеСl2 + 2NаОН (разб.) = Fе(ОН)2↓+ 2NaСl (в атм. N2)
FеСl2 + 2(NН3. Н2O) (конц.) = Fе(ОН)2↓ + 2NН4Cl (80 °С)
FеСl2 + Н2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)
4FеСl2 + O2(воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl3(t)
2FеСl2(р) + Сl2(изб.) = 2FеСl3(р)
5Fе2+ + 8Н+ + МnО—4 = 5Fе3+ + Мn2+ + 4Н2O
6Fе2+ + 14Н+ + Сr2O72- = 6Fе3+ + 2Сr3+ +7Н2O
Fе2+ + S2-(разб.) = FеS↓
2Fе2+ + Н2O + 2СО32-(разб.) = Fе2СO3(OН)2↓+ СO2↑
FеСl2 →Fе↓ + Сl2↑ (90°С, в разб. НСl, электролиз)
Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:
Fе + 2НСl = FеСl2+ Н2↑
(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).
Хлорид железа(III) FеСl3. 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 Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl3 (треугольное строение, sр2-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе2Сl6 (точнее, Сl2FеСl2FеСl2, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl. 6Н2O имеет строение [Fе(Н2O)4Сl2]Сl • 2Н2O. 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:
FеСl3 • 6Н2O=[Fе(Н2O)4Сl2]Сl + 2Н2O (37 °С)
2(FеСl8 • 6Н2O)=Fе2O3 + 6НСl + 9Н2O (выше 250 °С)
FеСl3(10%) + 4Н2O = Сl— + [Fе(Н2O)4Сl2]+(желт.)
2FеСl3 (конц.) + 4Н2O =[Fе(Н2O)4Сl2]+ (желт.) + [FеСl4] —(бц.)
FеСl3 (разб., конц.) + 2Н2O →FеСl(ОН)2↓ + 2НСl (100 °С)
FеСl3 + 3NaОН (разб.) = FеО(ОН)↓ + Н2O + 3NаСl (50 °С)
FеСl3 + 3(NН3 • Н2O) (конц,, гор.) =FeO(OH)↓+H2O+3NH4Cl
4FеСl3 + 3O2(воздух) =2Fе2O3 + 3Сl2(350—500 °С)
2FеСl3(р) + Сu→ 2FеСl2 + СuСl2
Хлорид аммония NН4Сl. 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 NН4+— выделение NН3 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:
NH4Cl(т)⇌NH3(г)+HCl(г) (выше337,8 °С)
NН4Сl + NаОН (насыщ.) = NаСl + NН3↑+ Н2O (100 °С)
2NН4Сl(Т) + Са(ОН)2(т) = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2O (200°С)
2NН4Сl (конц.) +Mg= Н2 ↑ + МgСl2 + 2NН3↑ (80°С)
2NН4Сl (конц., гор.) + Мg(ОН)2 = MgСl2 + 2NН3↑ + 2Н2O
NH+(насыщ.) + NO—2 (насыщ.) =N2↑ + 2Н2O (100°С)
NН4Сl + КNO3 = N2O + 2Н2O + КСl (230-300 °С)
Получение: взаимодействие NH3 с НСl в газовой фазе или NН3 Н2О с НСl в растворе.
Гипохлорит кальция Са(СlО)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 СаСl2 и Са(ОН)2. Уравнения важнейших реакций:
Са(СlO)2 = СаСl2 + O2(180 °С)
Са(СlO)2(т) + 4НСl (конц.) = СаСl + 2Сl2↑ + 2Н2O (80 °С)
Са(СlO)2 + Н2O + СO2 = СаСО3↓ + 2НСlO (на холоду)
Са(СlO)2 + 2Н2O2(разб.) = СаСl2 + 2Н2O + 2O2↑
Получение:
2Са(ОН)2 (суспензия) + 2Сl2(г) = Са(СlO)2 + СаСl2 + 2Н2O
Хлорат калия КСlO3. Соль хлорноватой кислоты НСlO3, 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:
4КСlO3 = ЗКСlO4 + КСl (400 °С)
2КСlO3 = 2КСl + 3O2(150-300 °С, кат. МпO2)
КСlO3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl2↑ + ЗН2O (50-80 °С)
3КСlO3(Т) + 2Н2SO4(конц., гор.) = 2СlO2 + КСlO4 + Н2O + 2КНSO4
(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO2(Г) = Сl2 + 2O2)
2КСlO3 + Е2(изб.) = 2КЕO3 + Сl2↑ (в разб. НNO3, Е = Вr, I)
KClO3 +H2O→H2 +KClO4 (Электролиз)
Получение КСlO3в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO3 выделяется на аноде):
КСl + 3Н2O →Н2↑+ КСlO3(40—60 °С,Электролиз)
Бромид калия КВr. 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 ССl4 (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) + 2Н2SO4(КОНЦ., гор,) + МnO2(т) =Вr2↑ + МnSO4 + 2Н2O + К2SO4
5Вr— + 6Н+ + ВrО3— = 3Вr2 + 3Н2O
Вr— + Аg+ =АgВr↓
2КВr(р) +Сl2(Г)=2КСl + Вг2(р)
КВr + 3Н2O→3Н2↑ + КВrО3(60-80 °С, электролиз)
Получение:
К2СO3 + 2НВr = 2КВr + СO2↑+ Н2O
Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I2 за счет комплексообразования.
Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
10I— + 16Н+ + 2МnO4— = 5I2↓ + 2Мn2+ + 8Н2O
6I— + 14Н+ + Сr2O72- =3I2 ↓ + 2Сr3+ + 7Н2O
2I— + 2Н+ + Н2O2 (3%) = I2↓+ 2Н2O
2I— + 4Н+ + 2NO2— = I2↓ + 2NO↑ + 2Н2O
5I— + 6Н+ + IO3— = 3I2 + 3Н2O
I— + Аg+ = АgI (желт.)↓
2КI(р) + Сl2(р) (нед.) =2КСl + I2↓
КI + 3Н2O + 3Сl2(р) (изб.) = КIO3 + 6НСl (80°С)
КI(Р) + I2(т)=K[I(I)2])(Р) (кор.) («йодная вода»)
КI + 3Н2O→ 3Н2↑ + КIO3 (электролиз,50—60 °С)
Получение:
К2СO3 + 2НI = 2 КI + СO2 ↑+ Н2O
Химия галогенов | CHEMEGE.RU
1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями
Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)
Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов
Кислородсодержащие кислоты галогенов
1. Хлорноватистая кислота и ее соли
2. Хлористая кислота и ее соли
3. Хлорноватая кислота и ее соли
4. Хлорная кислота и ее соли
Галогены
Положение в периодической системе химических элементов
Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение галогенов
Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5.
Например, электронная конфигурация фтора:
Электронная концигурация хлора:
Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.
При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.
Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.
Физические свойства и закономерности изменения свойств
Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.
Галоген | F | Cl | Br | I |
Электронная формула | … 2s22p5 | … 3s23p5 | … 4s24p5 | … 5s25p5 |
Электроотрицательность | 4,0 | 3,0 | 2,8 | 2,5 |
Степени окисления | -1 | -1, +1, +3, +5, +7 | -1, +1, +3, +5, +7 | -1, +1, +3, +5, +7 |
Агрегатное состояние | Газ | Газ | Жидкость | Твердые кристаллы |
Цвет | Светло-желтый | Жёлто-зелёный | Буровато-коричневый | Тёмно-серый с металлическим блеском |
Запах | Резкий | Резкий, удушливый | Резкий, зловонный | Резкий |
T плавления | –220оС | –101оС | –7оС | 113,5оС |
Т кипения | –188оС | –34оС | 58оС | 185оС |
Внешний вид галогенов:
Фтор
Хлор
Бром