Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

В природе – двенадцатыйпо 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.

ХлорCl ₂.Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl ₂неполярна, содержит -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 О ⁰, 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) Cl ₂+ 2KBr _(p)= 2КCl + Br ₂^ (кипячение)

б) Cl ₂(нед.) + 2KI _(p)= 2КCl + I ₂V

3Cl ₂(изб.) + ЗН ₂O + KI = 6НCl + КIO ₃ (80 °C)

Качественная реакция– взаимодействие недостатка Cl ₂с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получениехлора в промышленности:

и в лаборатории:

4НCl (конц.) + MnO ₂= Cl ₂^ + MnCl ₂+ 2Н ₂O

(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.

ХлороводородНCl.Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную -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 Hg ₂Cl ₂, 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 + Н ₂O

HCl (разб.) + NH ₃H ₂O = NH ₄Cl + Н ₂O

4HCl (конц., гор.) + МО ₂= МCl ₂+ Cl ₂^ + 2H ₂O (М = Mn, Pb)

16HCl (конц., гор.) + 2КMnO _4(т)= 2MnCl ₂+ 5Cl ₂^ + 8H ₂O + 2КCl

14HCl (конц.) + К ₂Cr ₂O _7(т)= 2CrCl ₃+ ЗCl ₂^ + 7H ₂O + 2КCl

6HCl (конц.) + КClO _3(т)= КCl + ЗCl ₂^ + 3H ₂O (50–80 °C)

4HCl (конц.) + Са(ClO) _2(т)= СаCl ₂+ 2Cl ₂| + 2Н ₂O

2HCl (разб.) + М = МCl ₂+ H ₂^ (М = Fe, Zn)

2HCl (разб.) + МСO ₃= МCl ₂+ СO ₂^ + H ₂O (М = Са, Ва)

HCl (разб.) + AgNO ₃= HNO ₃+ AgClV

ПолучениеНCl в промышленности – сжигание Н ₂в Cl ₂(см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NaCl _(т)+ H ₂SO ₄(конц.) = NaHSO ₄+ НCl^ (50 °C)

2NaCl _(т)+ H ₂SO ₄(конц.) = Na ₂SO ₄+ 2НCl^ (120 °C)

7.2.2. Хлориды

Хлорид натрияNaCl.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)+ 2H ₂SO ₄(конц.) + MnO _2(т)= Cl ₂^ + MnSO ₄+ 2Н ₂O + Na ₂SO ₄ (100 °C)

10NaCl _(т)+ 8H ₂SO ₄(конц.) + 2КMnO _4(т)= 5Cl ₂^ + 2MnSO ₄+ 8Н ₂O + 5Na ₂SO ₄+ K ₂SO ₄ (100 °C)

6NaCl _(т)+ 7H ₂SO ₄(конц.) + К ₂Cr ₂O _7(т)= ЗCl ₂+ Cr ₂(SO ₄) ₃+ 7Н ₂O + 3Na ₂SO ₄+ K ₂SO ₄ (100 °C)

2NaCl _(т)+ 4H ₂SO ₄(конц.) + РЬO _2(т)= Cl ₂^ + Pb(HSO ₄) ₂+ 2Н ₂O + 2NaHSO ₄ (50 °C)

NaCl (разб.) + AgNO ₃= NaNO ₃+ AgClV