ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl^-

2Cl^-- 2e^- = Cl₂⁰

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н₂O = Cl₂↑ + 2NaOH + H₂↑

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO₂ = Cl₂↑ + МпCl₂ + 2Н₂O

16НСl + 2КМпО₄ = 5Cl₂↑ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8Н₂O

6HCl + КСlO₃ = ЗCl₂↑ + KCl + 3Н₂O

14HCl + К₂Сr₂O₇ = 3Cl₂↑ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7Н₂O

Химические свойства

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

Cl₂⁰+ 2e^- = 2Cl^-

Реакции с металлами

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

Примеры:

Cl₂+ 2Na = 2NaCl

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Примеры:

Cl₂ + Сu = CuCl₂

3Cl₂ + 2Аu = 2AuCl₃

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.

Примеры:

Cl₂ + Н₂ =2НС1

Cl₂ + 2S (расплав) = S₂Cl₂

ЗCl₂ + 2Р = 2РCl₃ (или РCl₅ — в избытке Cl₂)

2Cl₂ + Si = SiCl₄

3Cl₂ + I₂ = 2ICl₃

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

Примеры:

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl

Cl₂ + 2KI = I₂ + 2KCl

Cl₂ + 2HI = I₂ + 2HCl

Cl₂ + H₂S = S + 2HCl

ЗСl₂ + 2NH₃ = N₂ + 6HCl

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

Cl₂ + 2КОН =KCl + KClO + Н₂O

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂O

3Cl₂ + 2Са(ОН)₂ = CaCl₂ + Са(ClO)₂+ 2Н₂O

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

H₂C=CH₂ + Cl₂ → ClH₂C-CH₂Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl₂ → Cl₂HC-CHCl₂ 1,1,2,2-тетрахлорэтан

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:

2HCl + F₂ = Сl₂ + 2HF

4HCl + O₂ = 2Сl₂ + 2Н₂O

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

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н₂ + Cl₂ = 2HCl

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⁺

HCl → H⁺ + Cl^-

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl₂ + Zn = ZnCl₂ + H₂

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl₂ + Н₂O

6HCl + Аl₂O₃ = 2АlCl₃ + ЗН₂O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН)₂ = CaCl₂ + 2Н₂О

3HCl + Аl(ОН)₃ = АlСl₃ + ЗН₂O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО₃ = CaCl₂ + СO₂ + Н₃O

HCl + C₆H₅ONa = С₆Н₅ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH₃ = NH₄Cl

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

2Cl^-- 2e^- = Cl₂⁰

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

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH₂ + HCl → [RNH₃]⁺Cl^-

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.

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

гипохлориты	хлориты	хлораты	перхлораты
NaClO KClO Ca(ClO)2	Ca(ClO2)2	KClO3 бертолетова соль Mg(ClO3)2	KClO4 NaClO4 NH4ClO4

Химические свойства

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H₂O