Какие свойства проявляет хлор в реакции синтеза хлороводорода

Хло́роводоро́д[3], (гидрохлорид, хло́ристый водоро́д[4], 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 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:

.

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % .

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:

,
.

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) (), хлорид серебра (), хлорид ртути(I) (, каломель) и хлорид меди(I) ().

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

.

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

.

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

.

Смесь 3 объёмных 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:

.

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

[5].

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту :

.

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

,
.

Получение

В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:

.

также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:

,
.

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:

+ 184,7 кДж.[6]

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.

Физиологическое действие

Хлороводород (Гидрохлорид, хлористый водород, HCl) особо токсичен, числится в списке сильнодействующих ядовитых веществ, относится к третьему классу опасности и в высоких концентрациях обладает удушающим действием.

Вдыхание хлороводорода в больших количествах может привести к кашлю, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях — к отёку легких, нарушению работы кровеносной системы и даже смертельному исходу. 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.[7].

В соответствии с ГОСТ 12.1.007-76 ПДК хлористого водорода в воздухе рабочей зоны составляет 5 мг/м³.

Примечания

Литература

• Левинский М. И., Мазанко А. Ф., Новиков И. Н. Хлористый водород и соляная кислота. — М.: Химия, 1985.

Ссылки

• Хлороводород: химические и физические свойства

Галогеноводороды

Галогеноводороды (HCl, HBr, HJ) при обычных условиях бесцветные ядовитые газы. Фтороводород при температуре до 19 °С – газ с резким запахом.

Получают галогеноводороды синтезом из простых веществ или (в случае HCl и HF)действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды и фториды:

H2 + I2 =2HI

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) t =18-20˚C → NaHSO4 + HCl­↑

2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) сильное нагревание→ Na2 SO4 + 2HCl­↑

Все галогеноводороды хорошо растворимы в воде (HF – неограниченно). Их водные растворы (кроме HF) – сильные кислоты, причем в ряду HCl → HI сила кислот растет.

Соляная кислота проявляет все типичные свойства кислот – взаимодействует:

· С основными и амфотерными оксидами

· Всеми основаниями

· Солями слабых кислот

· Аммиаком и его водным раствором

· Металлами, расположенными в ЭРНМ до водорода

· Рядом органических веществ

Плавиковая кислота (HF) разъедает (плавит) стекло, так как реагирует с входящим в состав стекла оксидом кремния (IV):

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

Кислородсодержащие соединения хлора

Хлор образует ряд кислородсодержащих кислот: HClO – хлорноватистая (соли – гипохлориты), HClO2 – хлористая (хлориты), HClO3 – хлорноватая (хлораты), HClO4 – хлорная (перхлораты). Из них две первые – слабые кислоты, две последние – сильные.

Гипохлорит кальция входит в состав хлорной (белильной) извести:

2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2H2O

Хлорат калия (бертолетова соль) KClO3 окисляет простые и сложные вещества:

5KClO3 + 6P = 5KCl + 3P2O5

2KClO3 + 3S = 2KCl + 3SO2

Разлагается при нагревании:

2KClO3 = 2KCl + 3O2↑(Кат. – MnO2)

4KClO3 = KCl + 3KClO4

Обнаружение анионов галогенов

Анионы Cl-, Br- и I- обнаруживают с помощью раствора AgNO3:

Cl- + Ag+ = AgCl↓ (белый творожистый осадок);

Br- + Ag+ = AgBr↓ (светло-желтый осадок);

I- + Ag+ = AgI↓ (желтый осадок).

Фторид-ион обнаруживают с помощью ионов Са2+:

2F- + Ca2+ = CaF2↓ (белый осадок)

Применение галогенов

Хлор применяется для обеззараживания воды, отбеливания тканей и бумаги, получения хлороводорода и соляной кислоты, растворителей, ядохимикатов, некоторых металлов.

Фтор используется как окислитель ракетного топлива, для получения тефлона.

Бром и йод применяется в фармацевтике, для получения светочувствительных фотоматериалов.