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 НI). 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.) + 2КMnO4(т) = 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O + 2КCl
14HCl (конц.) + К2Cr2O7(т) = 2CrCl3 + ЗCl2↑ + 7H2O + 2КCl
6HCl (конц.) + КClO3(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 + 2 Н Cl↑ (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.) + MnO2(т) = Cl2↑ + MnSO4 + 2Н2O + Na2SO4 (100 °C)
10NaCl(т) + 8H2SO4 (конц.) + 2КMnO4(т) = 5Cl2↑ + 2MnSO4 + 8Н2O + 5Na2SO4 + K2SO4 (100 °C)
6NaCl(т) + 7H2SO4 (конц.) + К2Cr2O7(т) = ЗCl2 + Cr2(SO4)3 + 7Н2O + 3Na2SO4 + K2SO4 (100 °C)
2NaCl(т) + 4H2SO4 (конц.) + РЬO2(т) = Cl2↑ + Pb(HSO4)2 + 2Н2O + 2NaHSO4 (50 °C)
NaCl (разб.) + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓
Хлорид калия KCl. 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 Cl2. В природе основная составная часть (наравне с NaCl) залежей сильвинита.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NaCl.
Хлорид кальция СаCl2. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаCl2 6Н2O с температурой обезвоживания 260 °C. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.
Уравнения важнейших реакций:
СаCl2(т) + 2H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2 + 2НCl↑ (50 °C)
СаCl2(т) + H2SO4 (конц.) = CaSO4↓ + 2НCl↑ (100 °C)
СаCl2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2↓ + 2NaCl↑
ЗСаCl2 + 2Na3PO4 = Са3(РO4)2↓ + 6NaCl
СаCl2 + К2СO3 = СаСO3↓ + 2КCl
СаCl2 + 2NaF = CaF2↓ + 2NaCl
Получение:
СаСO3 + 2HCl = СаCl2 + СO3↑ + Н2O
Хлорид алюминия AlCl3. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров AlCl3 (треугольное строение, sр2‑гибридизация, преобладают при 440–800 °C) и димеров Al2Cl6 (точнее, Cl2AlCl2AlCl2, строение – два тетраэдра с общим ребром, sр3‑гибридизация, преобладают при 183–440 °C). Гигроскопичен, на воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо‑эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.