Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

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 H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор Cl₂. Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl₂ неполярна, содержит σ-связь CI–Cl. 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:

Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НClO разлагается на НCl 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:

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Cl₂ + 2KBr_(p) = 2КCl + Br₂↑ (кипячение)

б) Cl₂ (нед.) + 2KI_(p) = 2КCl + I₂↓

3Cl₂ (изб.) + ЗН₂O + KI = 6НCl + КIO₃ (80 °C)

Качественная реакция – взаимодействие недостатка Cl₂ с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности:

и в лаборатории:

4НCl (конц.) + MnO₂ = Cl₂↑ + MnCl₂ + 2Н₂O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НCl и NaCl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НCl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ-связь Н – Cl. 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 Cl^-I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н^I). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Cl^- – образование белых осадков AgCl и Hg₂Cl₂, 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:

НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н₂O

HCl (разб.) + NH₃ H₂O = NH₄Cl + Н₂O

4HCl (конц., гор.) + МО₂ = МCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O (М = Mn, Pb)

16HCl (конц., гор.) + 2КMnO_4(т) = 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O + 2КCl

14HCl (конц.) + К₂Cr₂O_7(т) = 2CrCl₃ + ЗCl₂↑ + 7H₂O + 2КCl

6HCl (конц.) + КClO_3(т) = КCl + ЗCl₂↑ + 3H₂O (50–80 °C)

4HCl (конц.) + Са(ClO)_2(т) = СаCl₂ + 2Cl₂| + 2Н₂O

2HCl (разб.) + М = МCl₂ + H₂↑ (М = Fe, Zn)

2HCl (разб.) + МСO₃ = МCl₂ + СO₂↑ + H₂O (М = Са, Ва)

HCl (разб.) + AgNO₃ = HNO₃ + AgCl↓

Получение НCl в промышленности – сжигание Н₂ в Cl₂ (см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NaCl_(т) + H₂SO₄ (конц.) = NaHSO₄ + НCl↑ (50 °C)

2NaCl_(т) + H₂SO₄ (конц.) = Na₂SO₄ + 2НCl↑ (120 °C)

7.2.2. Хлориды

Хлорид натрия NaCl. 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 КCl), рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaCl = 2,7 %). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NaCl_(т) + 2H₂SO₄ (конц.) + MnO_2(т) = Cl₂↑ + MnSO₄ + 2Н₂O + Na₂SO₄ (100 °C)

10NaCl_(т) + 8H₂SO₄ (конц.) + 2КMnO_4(т) = 5Cl₂↑ + 2MnSO₄ + 8Н₂O + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ (100 °C)

6NaCl_(т) + 7H₂SO₄ (конц.) + К₂Cr₂O_7(т) = ЗCl₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 7Н₂O + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ (100 °C)

2NaCl_(т) + 4H₂SO₄ (конц.) + РЬO_2(т) = Cl₂↑ + Pb(HSO₄)₂ + 2Н₂O + 2NaHSO₄ (50 °C)

NaCl (разб.) + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓