20. Klor. Hydrogenklorid og saltsyre

Klor (Cl) – står i 3. periode, i VII-gruppen til hovedundergruppen av det periodiske systemet, serienummer 17, atommasse 35.453; refererer til halogener.

Fysiske egenskaper: gulgrønn gass med en skarp lukt. Tetthet 3,214 g/l; smeltepunkt -101 °C; kokepunkt -33,97 °C, Ved vanlig temperatur blir det lett flytende under et trykk på 0,6 MPa. Oppløses i vann, danner det gulaktig klorvann. Det er svært løselig i organiske løsningsmidler, spesielt heksan (C6H14) og karbontetraklorid.

Kjemiske egenskaper til klor: elektronisk konfigurasjon: 1s22s22p63s22p5. Det er 7 elektroner i det ytre nivået. For å fullføre nivået trenger du 1 elektron, som klor aksepterer, som viser en oksidasjonstilstand på -1. Det er også positive oksidasjonstilstander for klor opp til + 7. Følgende kloroksider er kjent: Cl2O, ClO2, Cl2O6 og Cl2O7. De er alle ustabile. Klor er et sterkt oksidasjonsmiddel. Det reagerer direkte med metaller og ikke-metaller:

Reagerer med hydrogen. Under normale forhold fortsetter reaksjonen sakte, med sterk oppvarming eller belysning - med en eksplosjon, i henhold til en kjedemekanisme:

Klor interagerer med alkaliløsninger og danner salter - hypokloritter og klorider:

Når klor føres inn i en alkaliløsning, dannes en blanding av klorid- og hypoklorittløsninger:

Klor er et reduksjonsmiddel: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interaksjon med vann:

Klor reagerer ikke direkte med karbon, nitrogen og oksygen.

Kvittering: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Elektrolyse: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Å finne i naturen: inneholdt i følgende mineraler: halitt (steinsalt), sylvitt, bischofitt; sjøvann inneholder klorider av natrium, kalium, magnesium og andre elementer.

Hydrogenklorid HCl. Fysiske egenskaper: fargeløs gass, tyngre enn luft, svært løselig i vann for å danne saltsyre.

Hydrogenklorid er en fargeløs gass tyngre enn luft med en skarp lukt, som består av like store mengder klor og hydrogen, formel: HCl

En blanding av klor og hydrogen reagerer voldsomt og eksploderer selv i sollys og danner hydrogenklorid.

Hydrogenklorid i seg selv er ikke en brennbar gass.

I laboratoriet kan du få hydrogenklorid ved å bruke konsentrert svovelsyre + bordsalt og varme denne blandingen.

Hydrogenkloridgass løses godt opp i vann, selve løsningen kalles.

Ved høye konsentrasjoner ser det ut til at saltsyre ryker i luften, da hydrogenklorid gradvis frigjøres fra løsningen til den ytre fuktigheten i luften. Ved oppvarming blir frigjøringen av hydrogenklorid mer intens.

Saltsyre er mye brukt for å fjerne rust fra overflater. Dette kan imidlertid bare gjøres ved bruk av inhibitorer (tilsetningsstoffer som bremser metallets reaksjon med syren) slik at syren ikke ødelegger selve metallet. Salter er også hentet fra syre, brukt i medisin, etc. Denne syren skilles til og med ut av magen vår for å fordøye mat, men konsentrasjonen der er veldig lav (0,2-0,5%).

Salter av denne syren kalles klorider. Klorider er også generelt løselige i vann.

Hvis du tilsetter sølvnitrat (AgNO 3) til saltsyre eller salt, dannes det et hvitt osteaktig bunnfall. Dette bunnfallet er uløselig i syrer, noe som alltid gjør det mulig å fastslå tilstedeværelsen av kloridioner.

|
saltsyre, hydrogenklorid formel
Hydrogenklorid, hydrogenklorid(HCl) er en fargeløs, termisk stabil gass (under normale forhold) med en skarp lukt, røyk i fuktig luft, løses lett opp i vann (opptil 500 volumer gass per volum vann) for å danne saltsyre (saltsyre). Ved -85,1 °C kondenserer det til en fargeløs, mobil væske. Ved -114,22 °C blir HCl til en fast tilstand. I fast tilstand eksisterer hydrogenklorid i form av to krystallinske modifikasjoner: ortorombisk, stabil under -174,75 °C og kubisk.

• 1 Egenskaper
• 2 Kvittering
• 3 Søknad
• 4 Sikkerhet
• 5 Merknader
• 6 Litteratur
• 7 lenker

Egenskaper

En vandig løsning av hydrogenklorid kalles saltsyre. Når det er oppløst i vann, skjer følgende prosesser:

Oppløsningsprosessen er svært eksoterm. Med vann danner HCl en azeotrop blanding som inneholder 20,24 % HCl.

Saltsyre er en sterk monobasisk syre, den samhandler energisk med alle metaller i spenningsserien til venstre for hydrogen, med basiske og amfotere oksider, baser og salter, og danner salter - klorider:

Klorider er ekstremt vanlige i naturen og har den bredeste anvendelsen (halitt, sylvitt). De fleste av dem er svært løselige i vann og dissosieres fullstendig til ioner. Lite løselige er blyklorid (PbCl2), sølvklorid (AgCl), kvikksølv(I)klorid (Hg2Cl2, kalomel) og kobber(I)klorid (CuCl).

Når det utsettes for sterke oksidasjonsmidler eller under elektrolyse, viser hydrogenklorid reduserende egenskaper:

Ved oppvarming oksideres hydrogenklorid av oksygen (katalysator - kobber(II)klorid CuCl2):

Konsentrert saltsyre reagerer med kobber og danner et monovalent kobberkompleks:

En blanding av 3 volumdeler konsentrert saltsyre og 1 volumdel konsentrert salpetersyre kalles "aqua regia". Aqua regia kan til og med løse opp gull og platina. Den høye oksidative aktiviteten til aqua regia skyldes tilstedeværelsen i den av nitrosylklorid og klor, som er i likevekt med utgangsstoffene:

På grunn av den høye konsentrasjonen av kloridioner i løsningen, binder metallet seg til et kloridkompleks, noe som fremmer oppløsningen:

Legges til svovelsyreanhydrid for å danne klorsulfonsyre HSO3Cl:

Hydrogenklorid er også preget av addisjonsreaksjoner til flere bindinger (elektrofil addisjon):

Kvittering

Under laboratorieforhold oppnås hydrogenklorid ved å reagere konsentrert svovelsyre med natriumklorid (bordsalt) med lav oppvarming:

HCl kan også fremstilles ved hydrolyse av kovalente halogenider som fosfor(V)klorid, tionylklorid (SOCl2) og hydrolyse av karboksylsyreklorider:

I industrien ble hydrogenklorid tidligere fremstilt hovedsakelig ved sulfatmetoden (Leblanc-metoden), basert på samspillet mellom natriumklorid og konsentrert svovelsyre. For tiden brukes vanligvis direkte syntese fra enkle stoffer for å oppnå hydrogenklorid:

Under produksjonsforhold utføres syntese i spesielle installasjoner der hydrogen kontinuerlig brenner med en jevn flamme i en strøm av klor, og blandes med det direkte i brennerbrenneren. Dette sikrer en rolig (uten eksplosjon) reaksjon. Hydrogen tilføres i overkant (5 - 10%), noe som gjør det mulig å fullstendig bruke det mer verdifulle kloret og få saltsyre uforurenset med klor.

Saltsyre fremstilles ved å løse opp hydrogenkloridgass i vann.

Søknad

En vandig løsning er mye brukt til produksjon av klorider, for beising av metaller, rensing av overflaten av kar og brønner fra karbonater, bearbeiding av malm, i produksjon av gummier, mononatriumglutamat, brus, klor og andre produkter. Brukes også i organisk syntese. Saltsyreløsning har blitt utbredt i produksjon av småbiter av betong og gipsprodukter: belegningsplater, armert betongprodukter, etc.

Sikkerhet

Innånding av hydrogenklorid kan føre til hoste, kvelning, betennelse i nese, svelg og øvre luftveier, og i alvorlige tilfeller lungeødem, forstyrrelse av sirkulasjonssystemet og til og med død. Hudkontakt kan forårsake rødhet, smerte og alvorlige brannskader. Hydrogenklorid kan forårsake alvorlige øyeforbrenninger og permanent skade.

Brukt som gift under kriger.

Notater

1. Hydrogenklorid på nettstedet HiMiK.ru
2. Saltsyre kalles noen ganger hydrogenklorid.
3. A.A. Drozdov, V.P. Zlomanov, F.M. Spiridonov. Uorganisk kjemi (i 3 bind). T.2. - M.: Publishing Center "Academy", 2004.

Litteratur

• Levinsky M.I., Mazanko A.F., Novikov I.N. "Hydrogen chloride and saltsyre" M.: Chemistry 1985

Linker

• Hydrogenklorid: kjemiske og fysiske egenskaper

P·o·r Klorholdige uorganiske syrer

hydrogenklorid, hydrogenklorid Wikipedia, hydrogenkloridmolekyl, hydrogenkloridformel, hydrogenkloridkjemiklasse 9, saltsyre, saltsyre

Hydrogenklorid informasjon om

DEFINISJON

Hydrogenklorid(saltsyre, saltsyre) er et komplekst stoff av uorganisk natur som kan eksistere i både flytende og gassformig tilstand.

I det andre tilfellet er det en fargeløs gass, svært løselig i vann, og i det første er det en løsning av en sterk syre (35-36%). Strukturen til hydrogenkloridmolekylet, så vel som dets strukturformel, er vist i fig. 1. Tetthet - 1,6391 g/l (n.s.). Smeltepunktet er - (-114,0 o C), kokepunkt - (-85,05 o C).

Ris. 1. Strukturformel og romlig struktur av hydrogenkloridmolekylet.

Bruttoformelen for hydrogenklorid er HCl. Som kjent er molekylmassen til et molekyl lik summen av de relative atommassene til atomene som utgjør molekylet (vi runder av verdiene til de relative atommassene hentet fra D.I. Mendeleevs periodiske system til hele tall ).

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Molar masse (M) er massen av 1 mol av et stoff. Det er lett å vise at de numeriske verdiene til den molare massen M og den relative molekylmassen M r er like, men den første mengden har dimensjonen [M] = g/mol, og den andre er dimensjonsløs:

M = N A × m (1 molekyl) = N A × M r × 1 amu = (NA × 1 amu) × M r = × M r .

Dette betyr det den molare massen av hydrogenklorid er 36,5 g/mol.

Den molare massen til et stoff i gassform kan bestemmes ved å bruke konseptet med dets molare volum. For å gjøre dette, finn volumet som er okkupert under normale forhold av en viss masse av et gitt stoff, og beregner deretter massen til 22,4 liter av dette stoffet under de samme forholdene.

For å oppnå dette målet (beregning av molar masse), er det mulig å bruke tilstandsligningen til en ideell gass (Mendeleev-Clapeyron-ligningen):

hvor p er gasstrykket (Pa), V er gassvolumet (m 3), m er stoffets masse (g), M er stoffets molare masse (g/mol), T er den absolutte temperaturen (K), R er den universelle gasskonstanten lik 8,314 J/(mol×K).

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Øvelse	I hvilket av følgende stoffer er massefraksjonen av oksygenelementet størst: a) i sinkoksyd (ZnO); b) i magnesiumoksid (MgO)?
Løsning	La oss finne molekylvekten til sinkoksid: Mr (ZnO) = Ar(Zn) + Ar(O); Mr (ZnO) = 65+ 16 = 81. Det er kjent at M = Mr, som betyr M(ZnO) = 81 g/mol. Da vil massefraksjonen av oksygen i sinkoksid være lik: ω (O) = Ar (O) / M (ZnO) x 100%; ω(O) = 16 / 81 × 100 % = 19,75 %. La oss finne molekylvekten til magnesiumoksid: Mr (MgO) = Ar(Mg) + Ar(O); Mr (MgO) = 24+ 16 = 40. Det er kjent at M = Mr, som betyr M(MgO) = 60 g/mol. Da vil massefraksjonen av oksygen i magnesiumoksid være lik: ω (O) = Ar (O) / M (MgO) x 100%; ω(O) = 16 / 40 × 100 % = 40 %. Dermed er massefraksjonen av oksygen større i magnesiumoksid, siden 40>19,75.
Svare	Massefraksjonen av oksygen er større i magnesiumoksid

EKSEMPEL 2

Øvelse	I hvilken av følgende forbindelser er massefraksjonen av metall større: a) i aluminiumoksid (Al 2 O 3); b) i jernoksid (Fe 2 O 3)?
Løsning	Massefraksjonen av element X i et molekyl med sammensetningen NX beregnes ved å bruke følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. La oss beregne massefraksjonen av hvert oksygenelement i hver av de foreslåtte forbindelsene (vi vil runde verdiene av relative atommasser hentet fra D.I. Mendeleevs periodiske system til hele tall). La oss finne molekylvekten til aluminiumoksid: Mr (Al2O3) = 2×Ar(Al) + 3×Ar(O); Mr (Al 2 O 3) = 2×27 + 3×16 = 54 + 48 = 102. Det er kjent at M = Mr, som betyr M(Al 2 O 3) = 102 g/mol. Da vil massefraksjonen av aluminium i oksidet være lik: ω (Al) = 2 x Ar(Al) / M (Al 2 O 3) x 100 %; ω(Al) = 2 × 27 / 102 × 100 % = 54 / 102 × 100 % = 52,94 %. La oss finne molekylvekten til jern(III)oksid: Mr (Fe203) = 2×Ar(Fe) + 3×Ar(O); Mr (Fe 2 O 3) = 2×56+ 3×16 = 112 + 48 = 160. Det er kjent at M = Mr, som betyr M(Fe 2 O 3) = 160 g/mol. Da vil massefraksjonen av jern i oksidet være lik: ω (O) = 3 × Ar (O) / M (Fe203) × 100%; ω(O) = 3×16 / 160×100 % = 48 / 160×100 % = 30 %. Dermed er massefraksjonen av metallet større i aluminiumoksid, siden 52,94 > 30.
Svare	Massefraksjonen av metallet er større i aluminiumoksid

Klor– element av 3. periode og VII A-gruppe i det periodiske systemet, serienummer 17. Elektronisk formel for atomet [ 10 Ne]3s 2 3p 5, karakteristiske oksidasjonstilstander 0, -I, +I, +V og +VII . Den mest stabile tilstanden er Cl‑I. Skala for kloroksidasjonstilstand:

Klor har høy elektronegativitet (2,83) og viser ikke-metalliske egenskaper. Det er en del av mange stoffer - oksider, syrer, salter, binære forbindelser.

I naturen - tolvte grunnstoff etter kjemisk overflod (femte blant ikke-metaller). Det finnes bare i en kjemisk bundet form. Det tredje mest tallrike grunnstoffet i naturlige vann (etter O og H), er det spesielt mye klor i sjøvann (opptil 2 vekt%). Et viktig element for alle organismer.

Klor Cl2. Enkel substans. Gulgrønn gass med en stikkende kvelende lukt. Cl 2-molekylet er upolart og inneholder en CI-Cl σ-binding. Termisk stabil, ikke brennbar i luft; en blanding med hydrogen eksploderer i lys (hydrogen brenner i klor):

Det er svært løselig i vann, gjennomgår 50% dismutasjon i det og fullstendig i en alkalisk løsning:

En løsning av klor i vann kalles klorvann, i lyset brytes syren HClO ned til HCl og atomær oksygen O 0, så "klorvann" må oppbevares i en mørk flaske. Tilstedeværelsen av sur HClO i "klorvann" og dannelsen av atomært oksygen forklarer dets sterke oksiderende egenskaper: for eksempel blir mange fargestoffer misfarget i vått klor.

Klor er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel mot metaller og ikke-metaller:

Reaksjoner med forbindelser av andre halogener:

a) Cl 2 + 2KBr (p) = 2KCl + Br 2 (kokende)

b) Cl 2 (uke) + 2KI (p) = 2 КCl + I 2 ↓

3Cl 2 (g) + ZN 2 O + KI = 6 Cl + KIO 3 (80 °C)

Kvalitativ reaksjon– interaksjon av Cl 2-mangel med KI (se ovenfor) og påvisning av jod med blå farge etter tilsetning av stivelsesløsning.

Kvittering klor inn industri:

og inn laboratorier:

4HCl (kons.) + Mn02 = Cl 2 + MnCl2 + 2H20

(tilsvarende med deltakelse av andre oksidasjonsmidler; for flere detaljer, se reaksjoner for HCl og NaCl).

Klor er et produkt av grunnleggende kjemisk produksjon og brukes til å produsere brom og jod, klorider og oksygenholdige derivater, til å bleke papir og som et desinfeksjonsmiddel for drikkevann. Giftig.

Hydrogenklorid HCl. Anoksisk syre. En fargeløs gass med en skarp lukt, tyngre enn luft. Molekylet inneholder en kovalent σ‑binding H – Cl. Termisk stabil. Svært løselig i vann; fortynnede løsninger kalles saltsyre, og en konsentrert røykeløsning (35–38 %) – saltsyre(navnet ble gitt av alkymister). Sterk syre i løsning, nøytralisert av alkalier og ammoniakkhydrat. Et sterkt reduksjonsmiddel i en konsentrert løsning (på grunn av Cl‑I), et svakt oksidasjonsmiddel i en fortynnet løsning (på grunn av H I). En integrert del av "kongelig vodka".

En kvalitativ reaksjon på Cl‑ionet er dannelsen av hvite utfellinger AgCl og Hg 2 Cl 2, som ikke overføres til løsning ved påvirkning av fortynnet salpetersyre.

Hydrogenklorid tjener som råstoff i produksjon av klorider, klororganiske produkter, og brukes (i form av en løsning) ved etsing av metaller og nedbryting av mineraler og malmer.

Ligninger av de viktigste reaksjonene:

HCl (fortynnet) + NaOH (fortynnet) = NaCl + H 2 O

HCl (fortynnet) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

4HCl (konsentrert, horisontalt) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (konsentrert, horisontalt) + 2KMnO4 (t) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

14HCl (kons.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O + 2KCl

6HCl (konsentrert) + KClO 3 (t) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50–80 °C)

4HCl (konsentrert) + Ca(ClO)2(t) = CaCl2 + 2Cl2 | + 2H20

2HCl (fortynnet) + M = MCl2 + H2 (M = Fe, Zn)

2HCl (fortynnet) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Ca, Ba)

HCl (fortynnet) + AgNO3 = HNO3 + AgCl↓

Kvittering HCl i industrien - forbrenning av H2 til Cl2 (se), i laboratoriet - fortrengning fra klorider med svovelsyre:

NaCl (t) + H2SO4 (konsentrert) = NaHSO4+ HCl(50 °C)

2NaCl (t) + H2SO4 (kons.) = Na2SO4+ 2HCl(120 °C)