Химические свойства хлора

Взаимодействующее вещество	Уравнение реакции	Примечания
С простыми веществами
Металлы	Cl2 + 2Na = 2NaCl   3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
Неметаллы	2P + 3Cl2(нед) = 2PCl3   2P + 5Cl2(изб) = 2PCl5   H2 + Cl2 = 2HCl   S + Cl2 = SCl2	Хлор не реагирует с кислородом, азотом, углеродом, благородными газами.
Со сложными веществами
Вода	Cl2 + H2O = HCl + HClO   3Cl2 + 3H2O = 5HCl + HClO3	Состав продуктов зависит от температуры
Водные растворы щелочей	Cl2 + NaOH = NaCl + NaClO + H2O   3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O	Состав продуктов зависит от температуры
Галогениды	Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl   Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl	Реакции протекают при обычных условиях
Сложные неорганические вещества	2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3   H2S + Cl2 = S + 2HCl   2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl
Органические вещества	CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl	Хлор вступает в реакции замещения с насыщенными веществами, в реакции присоединения – с ненасыщенными

 

Галогеноводороды

Галогеноводороды (HCl, HBr, HJ) при обычных условиях бесцветные ядовитые газы. Фтороводород при температуре до 19 °С – газ с резким запахом.

Получают галогеноводороды синтезом из простых веществ или (в случае HCl и HF)действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды и фториды:

H₂ + I₂ =2HI

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) ^{t =18-20˚C} → NaHSO₄ + HCl­↑

2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) ^{сильное нагревание} → Na₂ SO₄ + 2HCl­↑

 

Все галогеноводороды хорошо растворимы в воде (HF – неограниченно). Их водные растворы (кроме HF) – сильные кислоты, причем в ряду HCl → HI сила кислот растет.

Соляная кислота проявляет все типичные свойства кислот – взаимодействует:

· С основными и амфотерными оксидами

· Всеми основаниями

· Солями слабых кислот

· Аммиаком и его водным раствором

· Металлами, расположенными в ЭРНМ до водорода

· Рядом органических веществ

Плавиковая кислота (HF) разъедает (плавит) стекло, так как реагирует с входящим в состав стекла оксидом кремния (IV):

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

Кислородсодержащие соединения хлора

Хлор образует ряд кислородсодержащих кислот: HClO – хлорноватистая (соли – гипохлориты), HClO₂ – хлористая (хлориты), HClO₃ – хлорноватая (хлораты), HClO₄ – хлорная (перхлораты). Из них две первые – слабые кислоты, две последние – сильные.

Гипохлорит кальция входит в состав хлорной (белильной) извести:

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ = CaCl₂ + Ca(OCl)₂ + 2H₂O

Хлорат калия (бертолетова соль) KClO₃ окисляет простые и сложные вещества:

5KClO₃ + 6P = 5KCl + 3P₂O₅

2KClO₃ + 3S = 2KCl + 3SO₂

Разлагается при нагревании:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑(Кат. – MnO₂)

4KClO₃ = KCl + 3KClO₄

Обнаружение анионов галогенов

Анионы Cl-, Br- и I- обнаруживают с помощью раствора AgNO₃:

Cl^- + Ag⁺ = AgCl↓ (белый творожистый осадок);

Br^- + Ag⁺ = AgBr↓ (светло-желтый осадок);

I^- + Ag⁺ = AgI↓ (желтый осадок).

Фторид-ион обнаруживают с помощью ионов Са²⁺:

2F^- + Ca²⁺ = CaF₂↓ (белый осадок)

Применение галогенов

Хлор применяется для обеззараживания воды, отбеливания тканей и бумаги, получения хлороводорода и соляной кислоты, растворителей, ядохимикатов, некоторых металлов.

Фтор используется как окислитель ракетного топлива, для получения тефлона.

Бром и йод применяется в фармацевтике, для получения светочувствительных фотоматериалов.