Соединение образованное хлором и водородом

Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [₁₀Ne ]3s 2 Зр 5 , характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl -1 . Шкала степеней окисления хлора:

+ 1 – Cl₂O , ClO — , HClO , NaClO , Ca(ClO)₂

— 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):

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl₂ + РЬ→PbCl₂ (300 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

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:

(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.

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:

Получение НСl в промышленности — сжигание Н₂ в Сl₂ (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

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:

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.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl_2(ж) → Са + Сl₂ ↑(электролиз ,800°С)

Качественная реакция на ион Аl 3+ — 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,H2O)

2АlСl₃→2Аl + 3Сl₂↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)

Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

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:

FеСl_{2 (конц.)} + Н₂O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl₂ + 2NаОН _(разб.) = Fе(ОН)₂↓+ 2NaСl (в атм. N₂)

FеСl₂ + Н₂ = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО — ₄ = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н₂O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr₂O₇ 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н₂O

Fе 2+ + S 2- _(разб.) = FеS↓

FеСl₂ →Fе↓ + Сl₂↑ (90°С, в разб. НСl, электролиз)

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

(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, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе₂Сl₆ (точнее, Сl₂FеСl₂FеСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -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 + 3NaОН _(разб.) = FеО(ОН)↓ + Н₂O + 3NаСl (50 °С)

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:

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:

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)

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO_2(Г) = Сl₂ + 2O₂)

2КСlO₃ + Е_2(изб.) = 2КЕO₃ + Сl₂↑ (в разб. НNO₃, Е = Вr, I)

Получение КСlO₃в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO₃ выделяется на аноде):

Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

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:

5Вr — + 6Н + + ВrО₃ — = 3Вr 2 + 3Н₂O

КВr + 3Н₂O→3Н₂↑ + КВrО₃ (60-80 °С, электролиз)

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↓ + 2Мn 2+ + 8Н₂O

I — + Аg + = АgI (желт.)↓

Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора

Общая характеристика подгруппы

Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА

F	Cl	Br	I
Русские названия	Фтор	Хлор	Бром	Иод
Латинские названия	Ftorum (Фторум)	Chlorum (Хлорум)	Bromum (Бромум)	Iodum (Иодум)
Русские написания корней латинских названий	Фтор	Хлор	Бром	Иод

P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.

Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:

Таблица 2. Валентность

Элемент	Валентности
F
Cl	1; 3; 5; 7
Br	1; 3; 5; 7
I	1; 3; 5; 7
At	1; 3; 5

3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:

Таблица 3. Степени окисления элементов

Атом	Устойчивые степени окисления
9F	-1; 0
17Cl	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7
35Br	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; +7
53I	-1; 0; +1; +3; +5; +7

Характеристика химического элемента

Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17

Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)

Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17

Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7

Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)

Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)

Электроотрицательность по Полингу: 3,20

Характеристика простого вещества

Тип связи: ковалентная неполярная

Изотопы: 35 Cl (75,78 %) и 37 Cl(24,22 %)

Тип кристаллической решетки: молекулярная

Термодинамические параметры

Параметр	Значение
ΔH°обр. (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
ΔS°обр (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
ΔHплавления	6,406 (кДж/моль)
ΔHкипения	20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х	243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х	1150 (кДж/моль)

Физические свойства

Химические свойства

1 стадия: Cl₂ + H₂O = HCl + HOCl

2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород

Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃

Хлор сильный окислитель:

1. Взаимодействие с простыми веществами

в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:

С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!

2. Взаимодействие со сложными веществами

а) с водой: см. выше

б) с кислотами: не реагирует!

в) с растворами щелочей:

на холоду: Cl₂ +2 NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

при нагревании: 3Cl₂+ 6 KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

д) со многими органическими веществами:

Важнейшие соединения хлора

Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли — хлориды:

При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl₂):

Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:

Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:

3 Pt + 4 HNO₃ + 18 HCl → 3 H₂[PtCl₆] + 4 NO↑ + 8 H₂O

Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):

Оксиды хлора — неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: Cl_хO_у.
Хлор образует следующие оксиды: Cl₂O, Cl₂O₃, ClO₂, Cl₂O₄, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Кроме того известны: короткоживущий радикал ClO, радикал пероксид хлора ClOO и радикал тетраоксид хлора ClO₄.
Ниже в таблице представлены свойства устойчивых оксидов хлора:

В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:

При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:

Быстро реагирует со щелочами:

Диоксид хлора - кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

В нормальных условиях ClO₂ — газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO₂ представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.

Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

ClO₂ реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO − :

Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:

Хлористая кислота — HClO₂, одноосновная кислота средней силы.

Хлористая кислота НClO₂ в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:

Ангидрид этой кислоты неизвестен.

Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов, образующихся в результате взаимодействия ClO₂ со щёлочью:

Проявляет окислительно – восстановительные свойства.

Хлорноватая кислота — сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO₃ легко восстанавливается до соляной кислоты:

При пропускании смеси SO₂ и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора:

В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага.

8. Нахождение в природе:

В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.

Таблица 7. Нахождение в природе

Таблица 7. Минеральные формы

Минеральные формы
F	Cl	Br	I	At
CaF2 Плавиковый шпат 3Ca3(PO4)∙CaF2 Фторапатит	NaCl Галит KCl Сильвин KCl∙MgCl2∙6H2O карналлит	Скважины Водоросли Вулканы

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

Получение

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:

Метод Шееле

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

Метод Дикона

Электрохимические методы

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

Применение

· Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров

· Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)

· В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука.

· Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).

· Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.

· В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.

· В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

· В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

· Как индикатор солнечных нейтринов в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Из соединений галогенов наиболее важными в практическом отношении являются галогеноводороды и соли галогеноводородных кислот.

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, довольно легко обращаемые в жидкость. Фтористый водород сжижается уже при 19,5°, остальные галогеноводороды — при более низких температурах.

Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. Так, например, 1 объем воды растворяет при 0° около 500 объемов хлористого водорода; приблизительно такова же растворимость бромистого и йодистого водорода. Фтористый водород неограниченно растворим в воде.

Водные растворы галогеноводородов представляют собой типичные кислоты, причем только фтористоводородная кислота диссоциирована сравнительно слабо, остальные же принадлежат к числу наиболее сильных кислот.

На воздухе все галогеноводородные кислоты дымят вследствие выделения галогеноводородов, образующих с водяными парами воздуха туман, состоящий из мелких капелек соответствующих кислот.

Устойчивость галогеноводородов по отношению к нагреванию сильно падает при переходе от HF к HJ вследствие уменьшения сродства атомов к электрону. В то время как HF даже при очень высоких температурах не диссоциирует сколько-нибудь заметно на атомы, йодистый водород уже при 300° в значительной степени распадается на иод и водород.

Важнейшие константы галогеноводородов сопоставлены в табл. 19.

Общий способ получения галогеноводородов заключается в действии концентрированной серной кислоты на соли галогеноводородных кислот. Так, например, хлористый водород можно

Важнейшие константы галогеноводородов

Темп плавления в °С

получить, путем нагревания хлористого натрия с концентрирован-ной серной кислотой:

Так как стеклянную посуду нельзя слишком сильно нагревать, то при проведении процесса в лабораторных условиях в реакцию вступает только один атом водорода серной кислоты и получается кислая соль:

Даже если взять на каждую молекулу серной кислоты две молекулы NaCl, процесс все-таки не идет дальше образования кислой соли. Только при получении НСl по этому способу в промышленном масштабе при очень сильном нагревании образовавшаяся кислая соль взаимодействует со второй молекулой NaCl с образованием нормальной соли:

Аналогично хлористому водороду получается фтористый водород. Его получают из природного соединения фтора — фтористого кальция:

Так как фтористый водород сильно разъедает стекло, то реакцию обычно ведут в свинцовых сосудах, на стенках которых образуется защитный слой PbF₂, предохраняющий металл от дальнейшего разрушения.

Бромистый водород и йодистый водород также могут быть получены действием серной кислоты на бромистые и йодистые металлы, но при этом часть галогеноводородов окисляется серной кислотой с выделением свободных брома и иода. Например:

Поэтому указанные галогеноводороды обычно получают действием воды на соединения брома и иода с фосфором — РВr₃ и PJ₃. Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответствующий галогеноводород:

Получение галогеноводородов, в отличие от получения сво-бодных галогенов, не связано с окислением-восстановлением. Как видно из приведенных примеров, никакого изменения валентности, характеризующего окислительно-восстановительные процессы, при этих реакциях не происходит.

На практике приходится иметь дело преимущественно с водными растворами галогеноводородов, представляющими собой кислоты. Самой важной из них является соляная кислота.

Соляная кислота получается растворением в воде хлористого водорода.

В настоящее время основным промышленным способом получения хлористого водорода является синтез его из водорода и хлора, протекающий по уравнению

Н₂ + Сl₂ = 2НСl + 43,8 ккал

На рис. 81 приведена схема установки для получения синтетической соляной кислоты. Печь 1 для сжигания водорода в хлоре представляет собой вертикальную стальную трубу, в нижнюю часть которой входит специальная горелка, состоящая из двух стальных концентрически расположенных труб. Сухой хлор поступает снизу во внутреннюю трубу 2, а через внешнюю трубу

3 вводится сухой водород. Подожженная вначале смесь продолжает затем спокойно гореть большим пламенем, образуя хлористый водород. Последний направляется в абсорбционные колонны

4 (на рисунке показана одна колонна), в которых поглощается стекающей сверху водой. Таким путем, применяя для синтеза

чистый водород и чистый хлор, а для поглощения образовавшегося хлористого водорода дестиллированную воду, можно сразу получить химически чистую соляную кислоту.

В качестве побочного продукта получается сульфат натрия Na₂SO₄.

Из упомянутых двух методов более совершенным является синтетический метод. Он позволяет использовать водород, выделяющийся одновременно с хлором при электролитическом получении последнего, и дает возможность экономить значительные количества серной кислоты, необходимой для производства минеральных удобрений, красителей и др.

Для промышленного получения соляной кислоты используют также хлористый водород, образующийся в качестве побочного продукта при хлорировании органических соединений.

Чистая соляная кислота — бесцветная жидкость с резким запахом, свойственным хлористому водороду. Насыщенный при 18° раствор хлористого водорода содержит 42% НСl. Обычная концентрированная соляная кислота содержит около 37% НСl и имеет уд. вес 1,19. Кислота, служащая для технических целей, окрашена примесями (главным образом FeCl₃) в желтый цвет и содержит около 27,5% НСl. Синтетическая соляная кислота содержит 31 % НСl.

При нагревании концентрированной соляной кислоты вначале улетучивается хлористый водород с небольшим количеством воды. Это происходит до тех пор, пока в остатке не получится 20,2%-ный раствор; последний перегоняется уже без изменения состава при постоянной температуре 110°. Наоборот, если нагревать разбавленную соляную кислоту, то сперва отгоняется вода. Когда концентрация остатка достигает 20,2%, жидкость начинает перегоняться без изменения состава, как и в предыдущем случае. Таким образом, весь хлористый водород не может быть удален из воды кипячением.

Состав постоянно кипящего раствора изменяется в зависимости от давления, поэтому его нельзя рассматривать как определенное химическое соединение НСl с водой, хотя при низких температурах из соляной кислоты и могут быть выделены различные гидраты (например, НСl • Н₂О, НСl • 2Н₂О и др.).

Соляная кислота — одна из важнейших кислот в химической практике . Она легко вступает в реакцию со многими металлами, выделяя водород и образуя соли — хлористые металлы,

или хлориды. Применяется соляная кислота для получения

хлористых металлов, для приготовления нашатыря, клея, угольной кислоты, ряда органических препаратов, в кожевенной промышленности (для обработки кож перед хромовым дублением), в пищевой промышленности, в лудильном и паяльном деле и во, многих других производствах. Небольшое количество соляной кислоты содержится в желудочном соке человека и животных и играет важную роль в процессе пищеварения.

Хлориды большинства металлов хорошо растворимы в воде и поэтому широко применяются в лабораторной практике, когда требуется ввести в реакцию тот или иной ион металла. Из хлоридов наиболее важных металлов нерастворимыми являются только хлориды серебра и одновалентных ртути и меди (AgCl, CuCl, Нg₂Сl₂). Очень мало растворим хлорид свинца РbСl₂.

Отметим важнейшие из хлоридов.

Хлористый натрий NaCl, или поваренная соль, имеет очень большое значение в нашей жизни. Прежде всего, соль является необходимой приправой к пище. Затем соль играет важную роль как средство, предохраняющее от порчи многце пищевые продукты. Поваренная соль служит сырьем для производства хлора, соляной кислоты, едкого натра и соды, применяется в красильном деле, в мыловарении и во многих других производствах.

Хлористый калий КСl в огромных количествах потребляется сельским хозяйством в качестве удобрения.

Хлористый кальций СаСд₂ • 6Н₂O употребляется для приготовления охлаждающих смесей. Безводный хлористый кальций широко применяется в лабораторной практике для осушения газов, для обезвоживания эфира и многих других жидких органических веществ.

Хлорная ртуть HgCl₂, или сулема, очень сильный яд. Применяется для консервирования дерева и анатомических препаратов, а также для приготовления других соединений ртути. Очень разбавленные растворы сулемы (1:1 000) используются в медицине как прекрасное дезинфицирующее средство.

Хлористое серебро AgCl является наименее растворимой солью соляной кислоты. Образование осадка AgCl при взаимодействии ионов Cl’ с ионами Ag • служит характерной реакцией на ионы хлора. Хлористое серебро применяется в фотографической промышленности при изготовлении некоторых сортов светочувствительных пластинок и бумаг.

Бромистоводородная и иодистоводородная кислоты очень похожи по своим свойствам на соляную кислоту, но отличаются меньшей устойчивостью. Так как сродство к электрону у атомов брома и иода меньше, чем у атомов хлора, то ионы Вr’ и J’ легче окисляются, чем ионы Сl’, что мы уже видели на примере реакции взаимодействия серной кислоты с бромистыми и йодистыми металлами. Особенно легко отдает свой электрон ион иода, который окисляется уже кислородом воздуха. Поэтому раствор йодистого водорода на воздухе быстро буреет, выделяя свободный иод:

Свет сильно ускоряет эту реакцию. Ввиду легкости, с которой ионы иода отдают свои электроны, йодистый водород является энергичным восстановителем.

Соли бромистоводородной и иодистоводородной кислот называются соответственно бромистыми и йодистыми солями, или бромидами и иодидами. Большинство из них легко растворимо в воде. Нерастворимы соли тех же металлов, которые образуют нерастворимые хлориды.

Плавиковая кислота представляет собой раствор фтористого водорода в воде. Название плавиковой кислоты происходит от плавикового шпата, из которого обычно получают фтористый водород.

По своим свойствам как фтористый водород, так и плавиковая кислота отличаются от остальных галогеноводородов и гало-геноводородных кислот. Это различие, проявляющееся уже в физических свойствах фтористого водорода, точки плавления и кипения которого не соответствуют его малому молекулярному весу, объясняется сильной ассоциацией его молекул, обусловленной возникновением между ними водородных связей :

• • • Н —F • • • Н— F • • • Н— F • • • .

Плотность пара фтористого водорода при 32° соответствует формуле (HF)₂, и только при 90° пары его состоят из простых молекул HF. Точно так же и в растворах молекулы HF сильно ассоциированы.

По сравнению с НСl, НВr и HJ плавиковая кислота диссоциирует очень слабо и наряду с ионами F’ содержит большое количество ионов HF₂‘, образовавшихся путем Соединения ионов F’ с молекулами HF. Поэтому плавиковая кислота образует ряд кислых солей, как, например, KHF₂, являясь как бы двухосновной кислотой.

Замечательным свойством плавиковой кислоты является ее способность взаимодействовать с двуокисью кремния или кремневым ангидридом SiO₂, входящим в состав стекла, с образованием газообразного фтористого кремния SiF₄ и воды:

На этой реакции основано применение плавиковой кислоты для вытравливания на стекле рисунков, надписей, а также для придания матовой поверхности стеклянным предметам (например, электрическим лампочкам).

Для получения рисунка стекло покрывают сперва слоем воска или парафина, на которые HF не действует, затем счищают воск в тех местах, где должен получиться рисунок, и подвергают обнаженные места в течение некоторого времени действию плавиковой кислоты или паров фтористого водорода.

Большое количество фтористого водорода идет на производство, искусственного криолита, применяемого при получении алюминия. Кроме того, фтористый водород используется как катализатор при некоторых химических процессах, например при производстве высококачественного моторного топлива.

Плавиковая кислота служит также для получения органических фторидов, используемых в холодильных машинах, применяется при синтезах некоторых видов красителей, смазочных масел и пластических масс. В аналитических лабораториях плавиковой кислотой пользуются для растворения различных силикатов (солей кремневой кислоты).

Пары плавиковой кислоты очень ядовиты. Попадая на кожу, концентрированная плавиковая кислота вызывает тяжелые ожоги, переходящие в трудно заживающие язвы. Поэтому в обращении с нею необходима большая осторожность. В лабораториях плавиковую кислоту хранят в сосудах из парафина, на который она не действует.

Соли плавиковой кислоты — фтористые металлы, или фториды, в большинстве своем нерастворимы в воде, что отличает их От солей других галогеноводородных кислот. Но фтористое серебро. AgF легко растворимо., тогда как AgCl, AgBr и AgJ практически нерастворимы.

Фтористый натрий NaF применяется для борьбы с вредителями в сельском хозяйстве и в качестве консервирующего вещества для пропитки дерева.

Вы читаете, статья на тему Соединения галогенов с водородом