Восстановительные свойства

Проявляются хлором лишь при взаимодействии с

фтором: Cl2 + 10F2 → 2ClF5.

При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения.

Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4.

Химические методы получения

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:

16HCl + 2KMnO4 → 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 2KCl + 8H2O

[Метод Шееле

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

Метод Дикона

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O2 → 2H2O + 2Cl2

Электрохимические методы

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

2NaCl + 2H2О ±2е- → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

Хло́роводоро́д — бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты.

Химические свойства

Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду металлов до водорода с образованием соли и выделением газообразного водорода:

Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды:

Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):

Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например угольной:

Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):

4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑

Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:

2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑

Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3Cl:

SO3 + HCl → HSO3Cl

Получение

В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:

NaCl(тверд.) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl↑

HCl↑ также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлористый фосфорил, тионилхлорид (SOCl2), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:

PCl5 + H2O → POCl3 + 2HCl↑

R-COCl + H-OH → R-COOH + HCl↑

H2O + O=SCl2 → SO2 + 2HCl↑

В промышленности хлороводород ранее получали в основном сульфатным методом (методом Леблана), основанном на взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. В настоящее время для получения хлороводорода обычно используют прямой синтез из простых веществ:

H2 + Cl2 ⇌ 2HCl↑

Хлориды металлов

Основные хлориды практически не подвержены гидролизу, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо, образуя кислоты:

Хлориды разного типа также могут взаимодействовать между собой:

Степень окисления хлора в хлоридах равна -1.

Получение хлоридов

Хлорированием простых веществ хлором:

Взаимодействием с сухим хлороводородом:

(при 600 °C)

Обработкой оксидов или гидроксидов хлороводородом или соляной кислотой

Взаимодействием оксидов с хлором в присутствии угля:

Ионные хлориды — твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, проявляющие основные свойства; ковалентные — газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства. Хлориды с промежуточной ионно-ковалентной природой связи проявляют, соответственно, амфотерные свойства.

Вопрос №5

Оксиды хлора

Известны следующие оксиды хлора: Cl2O(желто-коричнев газ), ClO2(желто-зеленый газ), Cl2O6(красная жидкость), Cl2O7(бесцветн.жидкость). Все они, неустойчивы, особенно ClO2, Cl2O6. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты

Сl2O

Получение

Получают взаимодействием газообразного хлора с оксидом ртути (метод Пелуза). Реакция в зависимости от условий может протекать двумя различными путями, но всяко с выходом искомого оксида хлора:

2HgO + 2Cl2 → Hg2OСl2 + Cl2O­

HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O

2Cl2+Bi2O3=2BiOCl+ Cl2O

Химические свойства

Cl2O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl2O + H2O = 2HClO - Хлорноватистая кислота

Cl2O+2KOH=2KOCl+H2O

ClO2

Получение

В лаборатории получают по реакции:

2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2↑ + CO2↑ + H2O.

Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.

Промышленный метод получения ClO2 основан на реакции:

2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2↑.

Химические свойства

ClO2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3

2ClO2 + 2NaOH=NaClO2+NaClO3

2ClO2+Na2O2=2 NaClO2+O2

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

5HClO2 → 3HClO3 + Cl2↑ + H2O.

Парамагнитная молекула, единственный неспаренный электрон находится на разрыхляющей орбитали, поэтому нет димеризации..

Cl2O6

Получение

Окисление озоном

2ClO2+2O3=Cl2O6+2O2

Химические свойства

Димерен в жидкой фазе

Очень сильный окислитель,но легко диспропорционирует

ClO3+H2O=HClO3+HClO4

Cl2O7

Получение

Получают Cl2О7 при осторожном нагревании хлорной кислоты с фосфорным ангидридом или олеумом:

2HClO4 + P4O10 → Cl2O7 + H2P4O11

Химические свойства

Хлорный ангидрид представляет собой бесцветную маслянистую жидкость. Cl2O7 взрывается при нагревании выше 120 °C и от удара, однако он более устойчив, чем оксид и диоксид хлора. Жидкий Cl2О7 устойчив до 60—70 °C, но примесь низших оксидов хлора существенно ускоряет его распад.

Cl2O7 → Cl2 + 3,5O2 ΔH = 135 кДж/моль

Медленно растворяется в холодной воде, образуя хлорную кислоту:

Cl2O7 + H2O → 2HClO4

Хлорный ангидрид является сильным окислителем

HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

1) HClO4 + KOH= KClO4 + H2O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO4 = 4ClO2 + 3O2+ 2H2O

KClO4 =KCl + 2O2

При слабом нагревании при пониженном давлении смеси хлорной кислоты с фосфорным ангидридом, отгоняется бесцветная маслянистая жидкость - хлорный ангидрид:

2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3

Хлорная кислота НС1О4 самая устойчивая из всех кислородных кислот

хлора, с сильно выраженными кислотными свойствами

Хлорная кислота представляет собой дымящую на воздухе жидкость. Она разъедает кожу и вызывает на ней опасные раны. При нагревании выше 90

С и при соприкосновении с органическим веществами (бумагой, деревом) НС1О4 разлагается с взрывом, а иногда разлагается с взрывом даже при стоянии в темноте.В водных растворах она вполне устойчива.

Хлорную кислоту получают отгонкой при пониженном давлении из сме-

си перхлората с концентрированной серной кислотой:

КС1О4 + H2SO4 (конц.) = КНSO4 + НС1О4