Растворение хлора в воде уравнение

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.

Видео:Опыты по химии. Получение хлороводорода и растворение его в водеСкачать

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl —

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

Видео:Хлор. 9 класс.Скачать

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

Видео:Как ЛЕГКО понять Химию с нуля — Массовая доля вещества // ХимияСкачать

Химические свойства

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

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Реакции с металлами

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:

Видео:ЛУЧШАЯ стратегия использования Таблицы Растворимости (химия с нуля)Скачать

Реакции с неметаллами

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.

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Вытеснение свободных неметаллов (Вr₂, I₂, N₂, S) из их соединений

Видео:Хлор – жёлтый газ (часть 1). Химия – ПростоСкачать

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

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).

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

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

Хлороводород и соляная кислота

Видео:ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ ПО ХИМИИ: Химическое Количество Вещества, Моль, Молярная Масса и Молярный ОбъемСкачать

Газообразный хлороводород

Видео:8 класс. Массовая доля растворенного вещества. Решение задач.Скачать

Физические и химические свойства

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).

Видео:Взаимодействие хлора с водородомСкачать

Способы получения

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)

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

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.

Видео:ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Химические свойства соляной кислоты

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:

Видео:Взаимодействие хлора с железомСкачать

Реакции с органическими соединениями

а) с аминами (как органическими основаниями)

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

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.

Видео:Получение хлора и растворение его в водеСкачать

§ 2. Хлор

По распространенности в природе хлор близок к фтору–на его долю приходится 0,02% от общего числа атомов земной коры. Человеческий организм содержит 0,25% хлора по весу.

Первичная форма нахождения хлора в природе отвечает его чрезвычайному распылению: небольшие количества этого элемента входят в состав самых различных минеральных пород земной коры. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них растворимые составные части, соединения хлора скоплялись в морях. Усыхание последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NaCl, который и служит основным исходным сырьем для получения хлора.

Общее мировое потребление хлора (без СССР) составляет около 10 млн. т ежегодно. Используется он главным образом для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м 3 ) и в химической промышленности.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl (рис. 96). При этом на аноде выделяется хлор (2Сl’ – 2e– = Сl₂ ), а в катодном пространстве выделяется водород (2Н · + 2e – = H₂ ) и образует NaOH.

При лабораторном получении хлора обычно пользуются действием МnО₂ или КМnО₄ на соляную кислоту:

Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (тре­бующей подогревания).

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ (т. пл. -101 °С, т. кип. -34°С), состоящий из двухатомных мо­лекул. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся раствор часто называют «хлорной водой».

Хлор обладает резким запахом и вызывает воспаление дыхательных путей, В качестве средства первой помощи при острых отравле­ниях им применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание паров нашатырного спирта.

По своей характерной химической функции хлор подобен фтору — он также является ак­тивным одновалентным металлои­дом. Однако активность его меньше, чем у фтора. Поэтому последний способен вытеснять хлор из соединений.

Тем не менее химическая активность хло­ра очень велика — он непосредственно соеди­няется почти со всеми обычными металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме углерода, азота и кислорода. Важно отметить, что при отсутствии влаги хлор практически не действует на железо.

1) Взаимодействие хлора с фтором происходит лишь при нагревании их смеси выше 200 °С. В этих условиях образуется бесцветный ClF (т. пл. -154 °C,т. кип. -101 °С), а нагреванием его с избытком фтора может быть получен бес­цветный ClF₃ . Оба вещества характеризуются своей исключительно высокой реакционной способностью.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции Н₂ + Cl₂ = 2HCl + 44 ккал

при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси газов или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) реакция сопровождается взрывом.

Детальное изучение этой реакции позволило выяснить характер протекания ее отдельных стадий (так называемых элементарных процессов). Прежде всего, за счет энергии ультрафиолетовых лучей (или нагревания) молекула хлора диссоциирует на атомы, которые затем реагируют с молекулами водорода, образуя НСl и атом водорода. Последний, в свою очередь, реагирует с молекулой хлора, образуя НСl и атом хлора, и т. д. Весь процесс может быть изображен следующей схемой:

Таким образом получается как бы цепь последовательных реакций, причем за счет каждой первоначально возбужденной молекулы Сl₂ образуется до миллиона молекул НСl. Реакции подобного типа называются цепными. Они играют большую роль при протекании многих химических процессов.

В настоящее время прямой синтез является основным промышленным методом получения НСl. Исходным сырьем служат хлор и водород, одновременно выделяющиеся при электролизе раствора NaCl. Спокойное протекание процесса обеспечивают смешиванием обоих газов лишь в момент взаимодействия.

2) Для технического синтеза НСl служит установка, схематически показанная на рис. 97. После первоначального поджигания смесь хлора с водородом продолжает гореть спокойным пламенем, образуя хлористый водород. Последний проходит затем через две поглотительные башни, в которых и поглощается водой. Используемый в системе принцип противотока, т. е. противоположных направлений движения газа и жидкости, обеспечивает полноту поглощения НСl и позволяет проводить весь процесс непрерывно.

Другой метод технического получения НСl основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H₂ SO₄ по реакциям:

Первая из них отчасти протекает уже при обычных условиях и практически нацело – при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. Для проведения процесса служат механические печи большой производительности.

Хлористый водород представляет собой бесцветный газ (т. пл. –112°С, т. кип. –84 °С). В отсутствие влаги при обычных температурах он не действует на большинство металлов и их окислов. Газообразный кислород окисляет его только при нагревании.

На воздухе хлористый водород дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Растворимость его весьма велика: при обычных условиях 1 объем воды способен поглотить до 450 объемов хлористого водорода.

Раствор НСl в воде называется хлористоводородной (иначе – соляной) кислотой. Последняя относится к числу наиболее сильных кислот. Концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,19 и содержит около 37% хлористого водорода.

Подобно другим сильным кислотам, НСl энергично растворяет многие металлы. Большинство ее солей – хлористых, или хлоридов, – хорошо растворимо в воде. Из производных обычных металлов труднорастворимы лишь хлориды серебра и свинца.

Ежегодное мировое потребление соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое практическое применение находят также многие ее соли.

Так как с кислородом хлор не взаимодействует, его кислородные соединения могут быть получены лишь косвенными методами. При рассмотрении путей их образования целесообразно исходить из обратимой реакции между хлором и водой

При обычных условиях в насыщенном растворе гидролизовано около половины всего растворенного хлора.

Из образующихся при гидролизе хлора двух кислот – соляной и хлорноватистой (НОСl) –первая является очень сильной, а вторая – очень слабой (К = 3 ·10 –8 ). Это резкое различие в силе обеих кислот можно использовать для их разделения.

Если в воде взболтать порошок мела (СаСОз) и затем пропускать в нее хлор, то соляная кислота реагирует с мелом (по уравнению СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + СО₂ + Н₂ О), а хлорноватистая накапливается в растворе. Подвергая реакционную смесь перегонке, получают в приемнике разбавленный раствор НОСl.

Будучи соединением неустойчивым, НОСl медленно разлагается даже в таком разбавленном растворе. Соли хлорноватистой кислоты называются хлорноватистокислыми, или гипохлоритами. Сама НОСl и ее соли являются очень сильными окислителями.

Метод получения гипохлоритов основан на использовании приводившейся выше обратимой реакции взаимодействия хлора с водой. Так как оба вещества правой части равенства НСl и НОСl – дают в растворе ионы Н + , а оба исходных продукта – Сl₂ и Н₂ О – таких ионов практически не образуют, равновесие можно сместить вправо, связывая ионы Н + .

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси щелочи. Так как по мере образования ионы Н будут связываться ионами ОН’ в недиссоциированные молекулы воды, равновесие сместится вправо. Применяя, например, NaOH имеем:

HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H₂ O

Сl₂ + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н₂ О

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, следовательно, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот. Образующийся раствор («жавелевая вода») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки тканей и бумаги.

При взаимодействии хлора с более дешевой щелочью – Са(ОН)₂ – образуется так называемая хлорная известь. Реакция может быть приближенно выражена уравнением

согласно которому хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная (иначе, белильная) известь представляет собой белый порошок, обладающий сильными окислительными свойствами. Она применяется для беления и дезинфекции, а также служит одним из основных дегазаторов, т. е. средств для уничтожения боевых отравляющих веществ.

3) На воздухе хлорная известь постепенно разлагается, в основном, по уравнению: 2СаСl(ОСl) + СО₂ = СаС₂ + СаСОз + Сl₂ О. При действии на нее соляной кислоты выделяется хлор: Ca(Cl)OCl + 2HCl = CaCl₂ + H₂ O + Cl₂ . Хорошим продажным сортам хлорной извести приближенно соответствует состав ЗСа(Сl)ОСl ×Са(ОН)₂ × xH₂ O и содержание «активного» (т. е. выделяемого под действием соляной кислоты) хлора около 35% по весу.

Свободная хлорноватистая кислота испытывает в растворе три различных типа превращений, которые осуществляются независимо друг от друга и поэтому называются параллельными реакциями:

3) 3HOCl = 2НСl + НСlО₃

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому–нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение хлорноватистой кислоты идет по первому из них. Так же протекает оно в присутствии веществ, способных легко присоединять кислород, и некоторых катализаторов (например» солей кобальта).

При распаде по второму типу получается окись хлора (Сl₂ О). Эта реакция идет в присутствии водоотнимающих веществ (например, СаСl₂ ). Окись хлора представляет собой взрывчатый буровато–желтый газ (т. пл. –121 °С, т. кип. +2°С) с запахом, похожим на запах хлора. При действии Сl₂ О на воду образуется НОСl, т. е. окись хлора является ангидридом хлорноватистой кислоты.

Распад НОСl по третьему типу особенно легко идет при нагревании. Поэтому действие хлора на горячий раствор щелочи выражается суммарным уравнением:

Продуктами реакции являются КСl и калийная соль хлорноватой кислоты (НСlOз). Так как соль эта труднорастворима в холодной воде, при охлаждении раствора она осаждается.

Свободная НСlOз известна только в растворе. Она является сильной кислотой (диссоциированной приблизительно так же, как НСl и HNO₃ ) и энергичным окислителем. Соответствующий ей ангидрид неизвестен.

В противоположность свободной НСlOз для ее солей (хлор–новатокислых, или хлоратов) окислительные свойства в растворах не характерны. Большинство хлоратов бесцветно (как и сама НСlO₃ ) и хорошо растворимо в воде. Все ели сильно ядовиты.

4) При нагревании до 60 °С увлажненной смеси КСlО₃ и щавелевой кислоты (Н₂ С₂ О₄ ) по реакции

образуется зеленовато–желтая двуокись хлора (г. пл. – 59 °С, т. кип. + 10 °С). Свободная ClO₂ малоустойчива и способна разлагаться со взрывом. В воде она хорошо растворима.

5) Взаимодействие СlО₂ с раствором щелочи сопровождается образованием солей двух кислот – хлорноватой и хлористой: 2СlO₂ + 2КOН = КСlOз + КСlO₂ + Н₂ О. Отдельно от хлорноватой можно получить хлористую кислоту по следующим реакциям: BaO₂ +2ClO₂ = Ba(ClO₂ )₂ +O₂ и Ba(ClO₂ )₂ + H₂ SO₄ = BaSO₄ 2НСlO₂ .

Малоустойчивая хлористая кислота (К = 5·10 –3 ) известна только в разбавленных растворах, при хранении которых быстро разлагается. Соли ее (хлориты), как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, они характеризуются наличием сильно выраженных окислительных свойств только в кислой среде. Содержащие NaClO₂ препараты находят применение в текстильной промышленности (для беления тканей).

При нагревании КСlOз около 400 °С начинает разлагаться, причем распад может идти по двум направлениям:

Реакция протекает преимущественно по первому типу при наличии катализатора (МnО₂ и т. п.), по второму – в его отсутствие. Образующийся при распаде по второму типу хлорнокислый калий (или перхлорат калия) очень мало растворим в воде и поэтому легко отделяется от хлористого калия.

В технике КСlО₄ получают обычно электролизом раствора КСlO₃ [по схеме: Н₂ О + КСlО₃ = Н₂ (катод)+КСlО₄ (анод)]. Его термический распад по уравнению КСlО₄ = КСl + 2О₂ начинается лишь выше 600 °С.

Действием на перхлорат калия концентрированной серной кислоты может быть получена свободная хлорная кислота (НСlO₄ ), представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость. Так как НСlO₄ летуча и под уменьшенным давлением перегоняется без разложения, ее легко выделить из реакционной смеси:

Безводная НСlО₄ (т. пл. –112°С, т. кип. +39°С при 56 мм. рт. ст.) малоустойчива и иногда взрывается даже просто при хранении. В продажу обычно поступает вполне устойчивая 72%–ная килота. Как окислитель НСlO₄ гораздо менее активна, чем НСlО₃ , и в разбавленных растворах практически не обнаруживает окислительных свойств. Напротив, кислотные свойства выражены у нее исключительно резко: она является самой сильной из всех известных кислот.

Соли HClO₄ , как правило, легкорастворимы в воде. Подобно самой кислоте, большинство перхлоратов бесцветно.

При слабом нагревании под уменьшенным давлением смеси безводной хлорной кислоты с фосфорным ангидридом (Р₂ О₅ ) перегоняется бесцветная маслянистая жидкость, которая представляет собой хлорный ангидрид, образующийся по реакции:

Строение молекулы хлорного ангидрида (т. пл. –91 °С, т. кип. +82°С) отвечает формуле О₃ Сl–О–СlО₃ . От сильного нагревания (и удара) Сl₂ О₇ взрывается. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота.

Хотя выше уже приводились названия кислородных кислот хлора и их солей, однако полезно сопоставить эти названия, включив в рассмотрение также малоустойчивую кислоту НСlO₂ .

Структурные формулы всех четырех кислот приводятся ниже:

Как видно из этих формул, валентность хлора в рассматриваемых кислотах меняется по ряду: +1, +3, +5, +7.

Если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам – кислотности и окислительной активности, – то получается следующая схема:

Кислотность изменяется, следовательно, противоположно окислительной активности. Последняя, в общем, тем больше, чем кислота менее устойчива. Действительно, хлорноватистая и хлористая кислоты более или менее устойчивы только в разбавленных растворах,

концентрацию хлорноватой можно довести уже до 40%, тогда как хлорная известна в безводном состоянии. Первые три кислоты в растворах постепенно разлагаются, а хлорная может сохраняться сколь угодно долго. Соответствующие соли обычно значительно устойчивее свободных кислот, но относительная их устойчивость примерно такова же, как и последних.

Видео:ХЛОРОВОДОРОД | Соляная кислота | Химия 9 классСкачать

Физические свойства

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.

Видео:Хлор - ГАЗ, ОЧИЩАЮЩИЙ ВОДУ!Скачать

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl —

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

Видео:ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

Видео:ХИМИЯ С НУЛЯ — Как решать задачи по Химии на Массовую ДолюСкачать

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

Химические свойства

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

Реакции с металлами

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:

Реакции с неметаллами

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.

Вытеснение свободных неметаллов (Вr₂, I₂, N₂, S) из их соединений

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

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).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

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

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

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).

Способы получения

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)

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

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.

Химические свойства соляной кислоты

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:

Реакции с органическими соединениями

а) с аминами (как органическими основаниями)

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

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.