Реакція водню з хлором

Стибій — до стибій(ІІІ) хлориду

Хлор взаємодіє навіть з благородними металами — золотом і платиною.

Хлорування порошкоподібного золота починається при температурі 143 о С з утворенням аурум(ІІІ) хлориду

AuCl₃ при температурі 260 о С розкладається на хлор і аурум(І) хлорид

Хлор взаємодіє майже зі всіма неметалами.

Хлор безпосередньо не взаємодіє тільки з киснем, азотом і інертними газами.

Хлор взаємодіє з воднем при нагріванні або при освітленні (відео 4 і 5)

При ультрафіолетовому опроміненні ця реакція протікає з вибухом за ланцюговим механізмом, коли один поглинений квант світла викликає ланцюг послідовних реакцій. У реакції хлору з воднем на кожен поглинений квант світла в деяких умовах утворюється до 1 000 000 молекул гідроген хлориду.

Сутність цієї реакції полягає в тому, що під дією енергії ультрафіолетових променів молекули хлору дисоціюють на атоми

Сl₂+ квант світла → Сl• + Сl•.

Цю стадію називають зародження ланцюга.

Відео 4. Горіння водню в хлорі.

Відео 5. Взаємодія хлору з воднем при освітленні.

Атоми Хлору — це частинки, що містять один або кілька неспарених електронів на зовнішній електронній оболонці. " >вільні радикали , тому вони реагують з молекулами водню, утворюючи молекулу гідроген хлориду і атом Гідрогену

Атоми Гідрогену також є вільними радикалами, вони в свою чергу, реагують є з молекулами хлору, утворюючи молекулу гідроген хлориду і атом Хлору. Далі багато разів відбуваються ці дві швидко повторювані одна за одною реакції — стадія продовження ланцюгу.

Остання стадія — обрив ланцюгів — відбувається, коли активні атоми Гідрогену або Хлору реагують один з одним, перетворюючись в неактивні молекули H₂, Cl₂ або НСl.

У хлорі самозаймається фосфор , у результаті цієї реакції утворюються фосфор(ІІІ) та фосфор(V) хлориди (відео 6).

При нагріванні хлор взаємодіє з сіркою з утворенням хлоридів S₂Cl₂ і SCl₂ (відео 7)

За звичайних умов хлор не взаємодіє з вуглецем. Безпосереднє сполучення хлору з вуглецем відбувається в електричній дузі.

Хлор розчиняється у воді і частково реагує з нею, що призводить до утворення сполук Хлору зі ступенями процес віддачі електронів частинками речовини " >окиснення -1 і +1. Тобто відбувається реакція самоокиснения — самовідновлення або диспропорціонування з утворенням хлоридної і хлоратної(І) кислот

Розчин, що містить рівноважну суміш хлору, хлоридної і хлоратної(І) кислот, називають хлорною водою.

Хлоратна(І) кислота (за тривіальною назвою гіпохлоридна) нестійка, на світлі вона розкладається на хлоридну кислоту і атомарний Оксиген, завдяки якому хлорна вода проявляє сильні окисні властивості і властивості відбілювача (відео 8)

При пропусканні хлору через розчини лугів відбувається необоротна реакція диспропорціювання, продукти якої залежать від температури.

На холоді утворюються солі хлоридної і хлоратної(І) кислоти, наприклад, при взаємодії хлору з натрій гідроксидом утворюються натрій хлорид (NaCl) і натрій гіпохлорид (NaClО), розчин яких називають жавелева вода,

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClО + Н₂О.

Дією хлору на кальцій гідроксид отримують суміш кальцій хлориду та кальцій гіпохлориду, яку називають хлорне вапно,

При пропусканні хлору крізь гарячий розчин лугу утворюються солі хлоридної і хлоратної(ІІІ) кислот

При у-ф опроміненні хлор вступає в реакції заміщення з алканами, наприклад, під час взаємодії хлору з метаном утворюється хлорометан і гідроген хлорид

Ця реакція відбувається за ланцюговим механізмом.

З ненасиченими вуглеводнями в реакції приєднання за звичайних умов вступає навіть хлорна вода, наприклад, з етену при взаємодії з хлорною водою утворюється 1,2-дихлороетан

ВИСНОВКИ

Хлор — сильний окисник.

1. З даного переліку речовин виберіть речовини, з якими взаємодії хлор: цинк, сірка, кисень, натрій бромід, аргон, кальцій гідроксид. Напишіть рівняння можливих реакцій та складіть електронний баланс.

2. Золото не реагує з водою і не реагує з сухим хлором, але у присутності води золото окиснюється хлором з утворенням хлор(ІІІ) хлориду. Напишіть рівняння реакції. Яку роль виконує в цій реакції вода? Чому хлор висушують перед заповненням балонів або залізних цистерн?

3. Чому хлор за звичайної температури в темряві не взаємодіє з воднем, а при освітленні суміші хлору з воднем відбувається вибух?

5. Наведіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

HCl → Cl₂ → HClO → HCl.

6. При взаємодії фосфору масою 6,2 г з хлором утворилось 41,7 г фосфор хлориду. Визначте формулу фосфор хлориду, що отримали.

За поширеністю в природі хлор близький до фтору – на його частку припадає 0,02% від загального числа атомів земної кори. Людський організм містить 0,25 % хлору за вагою.

Первинна форма знаходження хлору в природі відповідає його надзвичайному розпорошення: невеликі кількості цього елементу входять до складу самих різних мінеральних порід земнойкори. У результаті роботи води, протягом багатьох мільйонів років руйнувала гірські породи і вимиває з них розчинні складові частини, з’єднання хлору нагромаджувалися в морях. Всихання останніх призвело до утворення в багатьох місцях земної кулі потужних покладів NaCl, який і служить основним вихідним сировиною для отримання хлору.

Загальне світове споживання хлору (без СРСР) становить близько 10 млн. т щорічно. Використовується він головним чином для вибілювання тканин і паперової маси, знезараження питної води (приблизно 1,5 г на 1 м3) і в хімічній промисловості.

Основним промисловим методом отримання хлору є електроліз концентрованого розчину NaCl (рис. 96). При цьому на аноді виділяється хлор (2Сl’- 2e- = Сl2), а в катодному просторі виділяється водень (2Н • + 2e- = H2) і утворює NaOH.

При лабораторному отриманні хлору зазвичай користуються дією МnО2 або КМnО4 на соляну кислоту:

МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Cl2 + 2Н2

2КМnО4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2

Друга реакція протікає значно енергійніше першої (що вимагає підігрівання).

Хлор має різким запахом і викликає запалення дихальних шляхів, Як засіб першої допомоги при гострих отруєннях їм застосовується вдихання парів суміші спирту з ефіром. Корисно також вдихання парів нашатирного спирту.

За своєю характерною хімічної функції хлор подібний фтору – він також є активним одновалентним металоїди. Проте активність його менше, ніж у фтору. Тому останній здатний витісняти хлор з сполук.

Проте хімічна активність хлору дуже велика – він безпосередньо з’єднується майже з усіма звичайними металами (іноді лише у присутності слідів води або при нагріванні) і з усіма металлоідних елементами, крім вуглецю, азоту та кисло роду. Важливо відзначити, що за відсутності вологи хлор практично не діє на залізо.

1) Взаємодія хлору з фтором відбувається лише при нагріванні їх суміші вище 200 °С. У цих умовах утворюється безбарвний ClF (т. пл. -154 °C, т. кип. -101 °С), а нагріванням його з надлишком фтору може бути отримано безбарвний ClF3. Обидві речовини характеризуються своєю виключно високою реакційною здатністю.

Взаємодія хлору з воднем з реакції Н2 + Cl2 = 2HCl + 44 ккал
за звичайних умов протікає вкрай повільно, але при нагріванні суміші газів або її сильному освітленні (прямим сонячним світлом, палаючим магнієм і т. д.) реакція супроводжується вибухом.

Детальне вивчення цієї реакції дозволило з’ясувати характер протікання її окремих стадій (т. зв. Елементарних процесів). Перш за все, за рахунок енергії ультрафіолетових променів (або нагрівання) молекула хлору дисоціює на атоми, які потім реагують з молекулами водню, утворюючи НСl і атом водню.

Частина II. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

Розділ 8. ВОДЕНЬ. ГАЛОГЕНИ

Поширення у природі. У природі у вільному стані хлор трапляється тільки у вулканічних газах. Дуже поширені його сполуки. Найважливіші з них: хлорид натрію NaCl , хлорид калію КС l , хлорид магнію М g С l ₂ ∙ 6Н₂О, сильвініт, що складається з NaCl і КС l , карналіт складу КС l ∙ М g С l ₂ ∙ 6Н₂О, каїніт складу MgSO ₄ ∙ КС l ∙ 3Н₂О тощо.

Сполуки хлору містяться у водах океанів, морів і озер. У невеликих кількостях вони містяться у рослинних і тваринних організмах. Хлор становить 0,05 % маси земної кори.

Добування. В лабораторних умовах хлор добувають із хлоридної кислоти при взаємодії її з оксидом мангану(І V ). Реакція відбувається при нагріванні:

4НС l + М n О r = С l ₂ + М n С lr + 2Н₂О.

Це окисно-відновний процес. НС l , точніше хлорид-іон С l - , — відновник; М n О r — окисник. Метод складання рівняння реакції розглянуто в § 7.3.

Замість окисника М n О r можна застосовувати перманганат калію КМ n О₄. Тоді реакція відбуватиметься за звичайної температури, тобто без нагрівання:

16НС l + 2КМ nO ₄ = 5С lr + 2М n С l ₂ + 2КС l + 8Н₂ O ;

2С l - - 2е - = С l ₂ 5;

У промисловості хлор добувають електролізом концентрованого розчину хлориду натрію. Хлор виділяється на аноді. При цьому утворюються також гідроген (виділяється на катоді) і гідроксид натрію (залишається в розчині).

Зріджений хлор (зріджується за кімнатної температури при тиску 600 кПа) зберігають у стальних балонах і в такому вигляді доставляють до місця використання.

Фізичні властивості. Хлор — отруйний газ жовто-зеленого кольору з різким запахом. Важчий за повітря в 2,5 раза. При 20°С в 1 об’ємі води розчиняється 2,3 об’єму хлору.

Розчин хлору у воді називається хлорною водою. Хлор добре розчиняється в органічних розчинниках.

Хлор спричиняє подразнення дихальних шляхів, а вдихання великих кількостей його призводить до смерті від задухи.

У природному хлорі містяться два ізотопи: 35 ₁₇С l (75,4 %) і 37 ₁₇С l (24,6 %).

Хімічні властивості. Молекула хлору складається з двох атомів, характер зв’язку в ній ковалентний неполярний:

Сильні окисні властивості хлор виявляє під час взаємодії з металами. При цьому атоми металу віддають електрони, а молекули хлору їх приєднують. Наприклад:

Хлор взаємодіє також з багатьма неметалами. Наприклад:

Своєрідно реагує хлор з воднем. У темряві суміш хлору з воднем не взаємодіє. Однак при сильному освітленні реакція відбувається дуже швидко, з вибухом:

Насправді ж, як показали дослідження, ця реакція відбувається значно складніше. Молекула С l ₂ поглинає квант світла h v і розщеплюється на атоми (неорганічні радикали С l ) (див. також § 16.3). Це є початком реакції (початкове збудження реакції). Потім вона продовжується сама собою. Кожен з атомів-радикалів хлору С l реагує з молекулою гідрогену. При цьому утворюються Н° і НС l ˚ . У свою чергу, атом-радикал гідрогену Н взаємодіє з молекулою С l ₂ , утворюючи НС l ˚ і С l ˚, і т. д. Наочно це можна зобразити схемою:

С l ₂ + h v = С l ˚ + С l ˚ ;

С l ˚ + Н₂ = НС l + Н°;

Н° + С l 2 = НС l + С l ˚ і т. д.

Початкове збудження спричинило ланцюг послідовних реакцій. Такі реакції називаються ланцюговими. Внаслідок ланцюгової реакції хлору з воднем утворюється хлороводень.

Як встановив М. М. Семенов, ланцюгові реакції дуже поширені і відбуваються через утворення і наступну взаємодію вільних атомів або груп атомів — радикалів. Вони відіграють велику роль у багатьох важливих хімічних процесах (процеси горіння, вибуху, полімеризації тощо).

Якщо підпалити струмінь водню, що виходить, наприклад з приладу Кіппа, і пропустити його у склянку з хлором, то водень горітиме в ньому блакитним полум’ям з утворенням хлороводню.

Від органічних сполук хлор відбирає гідроген, а карбон залишається у вільному стані. Тому такі речовини, як скипидар, парафін, згоряють у хлорі з виділенням великої кількості кіптяви і хлороводню.

Хлор заміщує гідроген у насичених вуглеводнях і приєднується до ненасичених сполук:

Він витісняє бром і йод з їх сполук з гідрогеном і металами:

С l ₂ + 2 KBr = 2КС l + В r ₂ .

Хлор взаємодіє з воднем з утворенням двох кислот — хлоридної (сильна кислота) і хлоратної( l ) (слабка кислота).

С l ₂ + Н₂ O ⇆ Н + + С l - + НС l О.

Хлоратна(і) кислота дуже нестійка. Під час нагрівання або на світлі вона розкладається на хлоридну кислоту й кисень: 2НС lO = 2НС l + O ₂ .

Хлоратна(І) кислота — сильний окисник. Утворенням її пояснюються вибілювальні властивості хлору за наявності вологи (води). Сухий хлор не вибілює.

Хлор безпосередньо не взаємодіє з киснем, азотом і вугіллям (їх сполуки добувають непрямим шляхом). Якщо немає вологи, то хлор не взаємодіє із залізом. Це дає можливість зберігати його у стальних балонах і цистернах.

Застосування. Хлор застосовується для знезараження питної води (хлорування води), вибілювання тканин і паперової маси. Великі кількості його витрачаються для добування хлоридної кислоти, хлорного вапна, а також різних хімічних сполук, що містять хлор.

При растворении газообразного хлора в воде при обычной температуре до 50% растворенного хлора гидролизуется с образованием сильной хлороводородной и слабой хлорноватистой кислоты НСЮ:

При электролизе (без мембраны) раствора хлорида натрия получается хлор, реагирующий с водой по этому уравнению. Этот раствор называют хлорной водой. Хлорноватстая кислота НСЮ разлагается при действии света на кислород и хлороводородную кислоту:

Слабая хлорноватистая кислота НСЮ — сильный окислитель и применяется для обеззараживания воды и отбелки тканей. Соли хлорноватистой кислоты, гипохлориты, в водных растворах ведут себя как очень сильные окислители. При добавлении к раствору хлора в воде гидроксида натрия NaOH образуется раствор гипохлорита натрия NaCIO (и хлорида натрия), который используется для беления бумаги тканей.

Гипохлорит натрия NaCIO получают также электролизом раствора хлорида натрия. Кристаллический NaCIO-5Н₂0 реагирует с органическими веществами взрывоподобно, и его используют как дезинфицирующее средство. Подобным образом ведет себя гипохлорит калия. Гипохлориты получаются также при пропускании хлора через растворы карбонатов натрия или калия. Если используется гидроксид кальция, образуется хлорная известь, соль хлороводородной и хлорноватистой кислот:

Иногда хлорную известь считают смесью Са(ОС1)₂, СаС1₂ и Са(ОН)₂. Можно встретить и такую формулу: Са(СЮ)₂СаС1₂*2НС1.

Хлорная известь — распространенное дезинфецирующее средство. У свежеприготовленной хлорной извести содержание активного хлора (в группе -ОС1) достигает 38%. На свету и во влажном состоянии она постепенно разлагается, выделяя хлор. Влажная хлорная известь за год теряет около 10% активного хлора.

Дезинфицирующее действие хлорной извести иногда объясняют тем, что на воздухе она в реакции с углекислым газом выделяет оксид хлора С1₂0:

Хлорноватистая кислота в водном растворе неустойчива. Ее разложение может идти по нескольким параллельным реакциям, в которых образуются кислород, оксид хлора С1₂0 и хлорноватая кислота НСЮ₃:

Скорости этих реакций неодинаковы и зависят от условий их проведения. При освещении преобладает первая реакция. Образующийся атомный кислород действует как сильный окислитель или превращается в молекульный кислород 0₂.

При введении в раствор водоотнимающих средств, т.е. при увеличении концентрации хлорноватистой кислоты, образуется оксид хлора С1₂0, который при обычных условиях представляет собой газ, распадающийся на простые вещества. С1₂0 — сильный окислитель. При соприкосновении его с органическими веществами может произойти взрыв. В реакции с водой оксид хлора образует хлорноватистую кислоту НСЮ.

При нагревании раствора НСЮ образуется раствор сильных хлорноватой НСЮ₃ и хлороводородной кислот:

Хлорноватая кислота в свободном состоянии не получена, является сильной кислотой и сильным окислителем в водном растворе. Ее соли, хлораты, в растворе не проявляют окислительные свойства.

При действии на раствор бертолетовой соли диоксидом серы S0₂ или другими восстановителями образуется диоксид хлора С10₂.

При нагревании хлората калия КСЮ₃ возможно прохождение двух параллельных реакций. В присутствии катализатора диоксида марганца Мп0₂ образуется кислород:

Без катализатора протекает реакция с образованием перхлората калия, соли хлорной кислоты НСЮ₄:

При действии на КСЮ₄ концентрированной серной кислотой образуется хлорная кислота НСЮ₄ — очень сильный окислитель и самая сильная кислота в водном растворе. Безводная хлорная кислота неустойчива и взрывоопасна, но в разбавленных растворах устойчива. Водные растворы ее солей, перхлоратов, устойчивы.

Перхлорат-ион СЮ₄ — крайне слабый лиганд, поэтому хлорная кислота используется при изучении водных растворов катионов, когда важно иметь в растворе гидратированные катионы, а не комплексные катионы с лигандами-анионами.

Хлорноватистая кислота НСЮ, хотя и слабый окислитель, тем не менее отличается быстротой окислительного действия. Хотя хлорная кислота НСЮ₄ — самый сильный из неорганических окислителей, ее действие в водном растворе протекает довольно медленно (но если в склянку с концентрированной хлорной кислотой попадет пылинка органического вещества, последует сильнейший взрыв).

Столь сильная разница в кинетическом поведении двух кислот объясняется тем, что в хлорноватистой кислоте НСЮ доступ восстановителя к атому хлора почти свободен, а в хлорной кислоте НС10₄ атом хлора в семивалентном состоянии закрыт четырьмя атомами кислорода, что препятствует сближению его с частицей восстановителя (энтропия активации).

Отметим еще одну малоустойчивую кислородную кислоту хлора — хлористую НСЮ₂, соли которой называются хлоритами.

Окислительные и кислотные свойства кислородсодержащих кислот хлора сопоставлены ниже:

Распространенным методом обеззараживания воды является ее хлорирование. С этой целью применяют свободный хлор, соли хлорноватистой кислоты (гипохлориты), диоксид хлора СЮ₂ и другие вещества. Обеззараживание воды хлором основано на его способности угнетать ферментные системы микробов (доза хлора — 20—30 мг/л).

При хлорировании сточных вод, содержащих фенол С_вН-ОН (оксибензол, карболовая кислота), образуется янтарная кислота (инсектицид, лекарственное средство), существенно менее опасная для здоровья человека:

При обеззараживании воды в плавательных бассейнах иногда одновременно вводят хлор С1._;, сульфат меди CuSO^ и дополнительно соли серебра. (В-6-3. Зачем?)

Хлор применяется также для удаления из воды различных ионов и солей, например сульфата железа(И), и растворенных газов, например аммиака, диоксида серы или сульфит-ионов:

При передозировке хлора проводят дехлорирование воды, для чего можно использовать те же вещества, которые удаляются хлором, или пользоваться тиосульфатом натрия (гипосульфитом) Na.,S₂0₃:

Хлор уничтожает бактерии намного лучше, чем озон, но при хлорировании образуются опасные для человека вещества типа канцерогенных диоксимов, молекула которых состоит из двух бензольных колец, связанных друг с другом двумя атомами кислорода.

Один из часто используемых диоксимов с названием диоксин (тетрахлордибензодиоксин) имеет формулу

Диоксин — бесцветные кристаллы без запаха, плавится при

320°С и устойчив до 750°С. Одна из реакций получения диоксина — действие гидроксида натрия на трихлорфенол:

(В-6-4. Это окислительно-восстановительная реакция?) Диоксин обнаружен как побочный продукт при получения гербицидов, в целлюлозной промышленности, металлургии, в выхлопных газах двигателей внутреннего сгорания при их неисправности и плохом бензине. Диоксин образуется при сжигании полимерных материалов, в частности пласмассовых бутылок.

Диоксин — высокотоксичное с разносторонним действием вещество: раздражает кожу, поражает печень, обладает тератогенным (повреждение эмбрионов), мутагенным и канцерогенным действием. Способен накапливаться в организме, медленно ослабляя его до летального исхода. Использовался авиацией США (1965—1968 гг.) для уничтожения зарослей растительности во Вьетнаме. Некоторые летчики, распылявшие диоксин, через десятилетие погибли. Обезвреживание диоксина проводят дехлорированием.

Диоксин вызывает раковые опухоли, разрушает кроветворную и иммунную системы человека и вызывает различные мутации, часто приводящие к аномалиям и уродствам человека, животных и растений. Диоксин химически инертен, накапливается в организме и почти не выводится. Период полуразложения в почве достигает одного года.

Иногда для более сильного бактерицидного действия хлора в воду добавляют соли аммония или пропускают одновременно хлор и аммиак:

Образующийся хлорамин в воде медленно гидролизуется:

Хлорамин — хлорпроизводное аммиака, соединение, в котором один или два атома водорода в аммиаке (или аминогруппе —NH₂) замещены атомами хлора. Хлорамин получают действием хлора или НСЮ на аммиак.

Хлорамин NH._;C1 — сильный окислитель, его 1%-ный водный раствор — дезинфицирующее средство, используемое для хлорирования воды. Даже при небольшой концентрации хлорамин убивает возбудителей многих болезней, среди которых холера, чума и сибирская язва. Иногда хлорамин применяют для отбеливания и стерилизации больничного белья.

Диоксид хлора СЮ₂ — другой окислитель, действующий сильнее и быстрее хлора. Это зеленовато-желтый газ (?_кип = 11°С), растворим в воде. Получают восстановлением NaCl0₃ хлороводоро- дом или диоксидом серы, а также окислением NaCl0₂ хлором или хлороводородом. (В-6-5. Напишите уравнения реакций.) Хотя диоксид хлора неустойчив и может взрываться, его водные растворы, и особенно кислотные, устойчивы.

Для очистки воды применяют газовую смесь хлора и диоксида хлора. При использовании этой смеси бактерии, вирусы, споры и мельчайшие водоросли уничтожаются в несколько раз быстрее, чем при действии хлора. При этом не образуются токсичные хло- рорганические вещества. Диоксид хлора иродливает обеззараживающее действие до 10 дней, улучшает вкус воды и устраняет запах хлора. Доксид хлора и его смесь с хлором применяются для отбеливания тканей и обезвреживания сточных вод, что удобно при содержании в них фенола (разрушается бензольное кольцо).

Кроме хлора, для очистки воды используются и другие окислители: озон, пероксид водорода и перманганат калия. Озон обладает более сильным бактерицидным действием, чем хлор, но при озонировании погибают не все бактерии, а оставшиеся в живых быстро размножаются, поглощая остатки уничтоженных, через некоторое время очищенная вода становится снова загрязненной бактериями и эффект озонирования пропадает. Поэтому озонирование совмещают с ультрафиолетовым облучением воды и другими методами очистки.

Озонирование может проводиться непосредственно в месте забора и использования воды при наличии электроэнергии (и озонатора). Для хлорирования необходимы баллоны с жидким хлором, что создает трудности их доставки и хранения. Пероксид водорода дорог, хотя его применение расширяется. Перманганат калия не относится к экологически чистым окислителям, так как при его использовании образуется диоксид марганца Мп0₂.

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.

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl₂ 0

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

Окисление конц. HCI различными окислителями:

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

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:

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.

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).

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

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

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).

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)

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.

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:

а) с аминами (как органическими основаниями)

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

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.