Хлориды чрезвычайно распространены в природе и имеют широчайшее применение (галит , сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца (PbCl 2), хлорид серебра (AgCl), (Hg 2 Cl 2 , каломель) и хлорид меди(I) (CuCl).
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:
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 :
В производственных условиях синтез осуществляется в специальных установках, в которых водород непрерывно сгорает ровным пламенем в токе хлора , смешиваясь с ним непосредственно в факеле горелки. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекание реакции. Водород подается в избытке (5 - 10 %), что позволяет полностью использовать более ценный хлор и получить незагрязненную хлором соляную кислоту.
Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.
Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината натрия, соды, хлора и других продуктов. Также применяется в органическом синтезе. Широкое распространение раствор соляной кислоты получил в производстве мелкоштучных бетонных и гипсовых изделий: тротуарная плитка, жби изделия и т.д.
Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю , удушью, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях, отёк легких , нарушение работы кровеносной системы, и даже смерть. Контактируя с кожей может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.
Урок № 9кл дата: _____
Тема урока. Хлороводород: получение и свойства.
Тип урока: комбинированный урок.
Цель урока: рассмотреть способы получения, свойства хлороводорода; научить соотносить области применения хлороводорода с его свойствами.
Задачи урока:
Образовательные: познакомить учащихся с химической формулой и строением молекулы хлороводорода, физическими и химическими свойствами, получением и применением хлороводорода.
Методы и приемы:
Оборудование: учебник «Химия 9 класс» Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.; периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева; карточки с индивидуальными заданиями, раздаточный материал.
ХОД УРОКА
Организационный момент.
Проверка домашнего задания.
Фронтальная беседа.
- Расскажите о физических свойствах хлора (хлор – газ, желто-зеленого цвета, имеет резкий, удушливый запах. Яд для всех живых организмов. Тяжелее воздуха в 2,5 раза. Кипит при температуре от +15 ºС).
Как меняется химическая активность галогенов от фтора к йоду? (фтор химически наиболее активен, а йод наименее активен).
Как меняется вытеснительная активность галогенов в растворах их солей? (более активные галогены вытесняют менее активные галогены из их соединений).
С какими простыми веществами реагирует хлор? (с металлами и водородом).
Опишите взаимодействие хлора с водой, раскрыв сущность реакции (Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO . Реакция обмена, в результате образуются две кислоты: соляная и хлорноватистая; ОВР).
- Расскажите о возможных случаях реакции соединения хлора с водородом, механизме и сущности реакции (с водородом хлор реагирует на свету, а также при нагревании; взрывается при облучении, с образованием хлороводорода).
Как растворяется хлороводород в воде и чем является его раствор? (в воде растворяется очень хорошо, образуется соляная кислота).
Письменное домашнее задание. (Выполняется на доске учащимися, пока учащиеся выполняют задания у доски, учитель проводит фронтальную беседу с классом).
Индивидуальное задание.
MnO 2 ) с муриевой кислотой».
Этот газ – хлор. При взаимодействии хлора с водородом образуется хлороводород, водный раствор «муриевая кислота» - соляная кислота. При нагревании минерала пиролюзита с соляной кислотой образуется хлор по реакции:
4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Изучение нового материала.
Химическая формула хлороводорода – HCl . Химическая связь – ковалентная полярная.
В промышленности хлороводород получают взаимодействие хлора с водородом.
Cl 2 + H 2 = 2 HCl
В лаборатории получают нагреванием хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. В таких условиях, при отсутствии воды, выделяется газообразный хлороводород, его затем растворяют в воде и получают соляную кислоту.
2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl ( см . рис . 13 §14).
Хлороводород – бесцветный газ, немного тяжелее воздуха, с резким запахом, во влажном воздухе дымит. Наиболее характерным свойством хлороводорода является его большая растворимость в воде (при 0 ºС в одном объеме воды растворяется около 500 объемов газа).
Можно ли получить хлороводород, используя раствор поваренной соли? (нет, т.к. все находящиеся в растворе вещества являются сильными электролитами).
Химические свойства: хлороводород не реагирует ни с металлами, ни с основными оксидами (в отличие от соляной кислоты). Запомните, что соляная кислота и хлороводород – не одно и то же вещество, хотя и описываются условно одинаковой формулой. Эти вещества имеют разные физические и химические свойства.
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления (хлороводород является одной из составляющих ядовитых вулканических газов).
Вопросы – подсказки: что такое желудочный сок? Вспомните состав желудочного сока? Какова роль соляной кислоты в пищеварении? При каких нарушениях процесса пищеварения выписывают сильно разбавленный раствор соляной кислоты?
Домашнее задание . Выучить материал § 14, выполнить № 1-2 с. 55.
Индивидуальное задание.
Проанализируйте текст, определите вещества и запишите уравнения описанных реакций:
«Во время Первой мировой войны (1915 г.) около города Ипр на западе Фландрии впервые был использован отравляющий газ. Эта газовая атака унесла жизни 5 тыс. солдат и около 15 тыс. сделала инвалидами. Взаимодействие этого газа с водородом может происходить со взрывом, водный раствор продукта этой реакции раньше называли «муриевой кислотой». Одним из первооткрывателей ядовитого газа стал шведский химик и аптекарь Карл Шееле, получивший его нагреванием минерала пиролюзита ( MnO 2 ) с муриевой кислотой».
Решение проблемных вопросов.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Решение проблемных вопросов.
Установлено, что воды рек вблизи вулканов содержат соляную кислоту. Сделайте предположение о происхождении этого явления.
Известно, что хлороводород и соляная кислота – это ядовитые вещества, оказывающие отравляющее действие на организм человека. В то же время при некоторых желудочных заболеваниях врачи прописывают соляную кислоту как лекарственное средство.
Проблемный вопрос: «Чем объясняются действия врача, выписывающего больному в качестве лекарства ядовитое вещество?».
Урок № 9кл дата: _____
Тема урока. Соляная кислота и ее соли.
Тип урока: комбинированный урок.
Цель урока: обобщить знания о свойствах соляной кислоты, познакомить с качественными реакциями на галогенид – ионы.
Задачи урока:
Образовательные: рассмотреть эмпирическую формулу соляной кислоты и хлоридов, изучить значение качественных реакций, проводить химический эксперимент по распознаванию важнейших неорганических веществ, распознавать хлориды, составлять уравнения характерных для соляной кислоты реакций.
Воспитательные: показать единство материального мира.
Развивающие: приобретение навыков самостоятельной работы.
Методы и приемы: фронтальная беседа, индивидуальная, самостоятельная работа.
Оборудование: учебник «Химия 9 класс» Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.; периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева; карточки с индивидуальными заданиями, раздаточный материал, набор реактивов: раствор соляной кислоты, цинк, нитрат серебра.
ХОД УРОКА
Организационный момент.
Подготовка к восприятию нового материала.
Инструктаж по технике безопасности при работе с кислотами.
Вопросы по изученной теме.
Докажите, что в состав соляной кислоты входит водород (проведение реакции соляной кислоты с цинком; наблюдение газа).
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
Докажите, что в состав соляной кислоты входит хлор (проведение качественной реакции на соляную кислоту и ее соли – реакция с нитратом серебра AgNO 3 ; наблюдение выпадения белого осадка хлорида серебра).
AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3
Как осуществить превращение, отраженное схемой:
CuO → CuCl 2 → AgCl
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
CuCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Cu(NO 3 ) 2
Изучение нового материала.
Проведение исследовательского задания.
Опишите физические свойства соляной кислоты с помощью своих наблюдений и данных учебника, с. 56 (бесцветная жидкость с резким запахом).
Прочитайте статью учебника с.56 о способах получения соляной кислоты в лаборатории и промышленности.
2. Исследование химических свойств соляной кислоты.
Составление схемы, отражающей химические свойства соляной кислоты, общие с другими кислотами, специфические свойства.
Выполнение задания № 2 с.58.
Соли соляной кислоты.
NaCl – поваренная соль – является неизменным спутником человека на протяжении всей его жизни, о чем красноречиво свидетельствует история человечества.
В чем смысл известной поговорки «Несолено хлебавши»?
Каковы, на ваш взгляд, предпосылки возникновения старинных городов России – Соликамска, Солигорска, Сольвычегорска и др.?
Постановка проблемного вопроса: «Чем объясняется такое отношение людей к обычному и всем нам известному веществу? Почему поваренная соль всегда и везде считается продуктом первой необходимости?» (Поваренная соль как пищевая добавка является важнейшим источником образования соляной кислоты в организме, которая является необходимым компонентом желудочного сока. Поступление хлорида натрия в организм поддерживает постоянство химического состава крови).
Закрепление изученного материала.
Выполнение самостоятельной работы.
Составьте уравнения осуществимых реакций:
1 вариант
NaOH + HCl →
NaCl + AgNO 3 →
NaCl + KNO 3 →
Na 2 CO 3 + HCl →
2 вариант
Ca ( OH ) 2 + HCl →
KCl + AgNO 3 →
HCl + AgNO 3 →
K 2 CO 3 + HCl →
3 вариант
Ba ( OH ) 2 + HCl →
BaCl 2 + AgNO 3 →
KCl + AgNO 3 →
BaCO 3 + HCl →
Домашнее задание . Выучить материал § 15, выполнить № 3, 5 с. 58. Индивидуальное задание * № 4 с. 58.
1 вариант
NaOH + HCl →
NaCl + AgNO 3 →
NaCl + KNO 3 →
Na 2 CO 3 + HCl →
2 вариант
Ca ( OH ) 2 + HCl →
KCl + AgNO 3 →
HCl + AgNO 3 →
K 2 CO 3 + HCl →
3 вариант
Ba(OH) 2 + HCl →
BaCl 2 + AgNO 3 →
KCl + AgNO 3 →
BaCO 3 + HCl →
|
хлороводородна киселина, хлороводород формула
Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д
(HCl) - бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −85,1 °C конденсируется в бесцветную, подвижную жидкость. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь, содержащую 20,24 % HCl.
Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, она энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образуя соли - хлориды:
Хлориды чрезвычайно распространены в природе и имеют широчайшее применение (галит, сильвин). Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца (PbCl2), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути(I) (Hg2Cl2, каломель) и хлорид меди(I) (CuCl).
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор - хлорид меди(II) CuCl2):
Концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3Cl:
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
В лабораторных условиях хлороводород получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:
HCl также можно получить гидролизом ковалентных галогенидов, таких, как хлорид фосфора(V), тионилхлорид (SOCl2), и гидролизом хлорангидридов карбоновых кислот:
В промышленности хлороводород ранее получали в основном сульфатным методом (методом Леблана), основанном на взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. настоящее время для получения хлороводорода обычно используют прямой синтез из простых веществ:
В производственных условиях синтез осуществляется в специальных установках, в которых водород непрерывно сгорает ровным пламенем в токе хлора, смешиваясь с ним непосредственно в факеле горелки. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекание реакции. Водород подается в избытке (5 - 10 %), что позволяет полностью использовать более ценный хлор и получить незагрязненную хлором соляную кислоту.
Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.
Водный раствор широко используется для получения хлоридов, для травления металлов, очистки поверхности сосудов, скважин от карбонатов, обработки руд, при производстве каучуков, глутамината натрия, соды, хлора и других продуктов. Также применяется в органическом синтезе. Широкое распространие раствор соляной кислоты получил в производстве мелкоштучных бетонных и гипсовых изделий: тротуарная плитка, жби изделия и т.д.
Вдыхание хлороводорода может привести к кашлю, удушью, воспалению носа, горла и верхних дыхательных путей, а в тяжёлых случаях, отёк легких, нарушение работы кровеносной системы, и даже смерть. Контактируя с кожей может вызывать покраснение, боль и серьёзные ожоги. Хлористый водород может вызвать серьёзные ожоги глаз и их необратимое повреждение.
Использовался как отравляющее средство во время войн.
П·о·р Хлорсодержащие неорганические кислоты
хлороводород, хлороводород википедия, хлороводород молекула, хлороводород формула, хлороводород химия 9 клас, хлороводородна киселина, хлороводородная кислота
20. Хлор. Хлороводород и соляная кислота
Хлор (Cl) – стоит в 3-м периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.
Физические свойства: газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Плотность 3,214 г/л; температура плавления -101 °C; температура кипения -33,97 °C, При обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане (C6H14), в четырех-хлористом углероде.
Химические свойства хлора: электронная конфигурация: 1s22s22p63s22p5. На внешнем уровне 7 электронов. До завершения уровня нужен 1 электрон, который хлор принимает, проявляя степень окисления -1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до + 7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они неустойчивы. Хлор – сильный окислитель. Он непосредственно реагирует с металлами и неметаллами:
Реагирует с водородом. При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении – со взрывом, по цепному механизму:
Хлор взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли – гипохлориты и хлориды:
При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и гипохлорита:
Хлор – восстановитель: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Взаимодействие с водой:
Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.
Получение: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Электролиз: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
Нахождение в природе: содержится в составе минералов: галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов.
Хлороводород HCl . Физические свойства: бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты.
Хлор – элемент 3‑го периода и VII А‑группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 5 , характерные степени окисления 0, ‑I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl ‑I . Шкала степеней окисления хлора:
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ – оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе – двенадцатый по 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.
Хлор Cl 2 . Простое вещество. Желто‑зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl 2 неполярна, содержит σ‑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 2 ↓
3Cl 2 (изб.) + ЗН 2 O + KI = 6НCl + КIO 3 (80 °C)
Качественная реакция – взаимодействие недостатка Cl 2 с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получение хлора в промышленности :
и в лаборатории :
4НCl (конц.) + MnO 2 =Cl 2 + MnCl 2 + 2Н 2 O
(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.
Хлороводород НCl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ‑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 2 Cl 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 2 O
HCl (разб.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + Н 2 O
4HCl (конц., гор.) + МО 2 = МCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (М = Mn, Pb)
16HCl (конц., гор.) + 2КMnO 4(т) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2КCl
14HCl (конц.) + К 2 Cr 2 O 7(т) = 2CrCl 3 + ЗCl 2 + 7H 2 O + 2КCl
6HCl (конц.) + КClO 3(т) = КCl + ЗCl 2 + 3H 2 O (50–80 °C)
4HCl (конц.) + Са(ClO) 2(т) = СаCl 2 + 2Cl 2 | + 2Н 2 O
2HCl (разб.) + М = МCl 2 + H 2 (М = Fe, Zn)
2HCl (разб.) + МСO 3 = МCl 2 + СO 2 + H 2 O (М = Са, Ва)
HCl (разб.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Получение НCl в промышленности – сжигание Н 2 в Cl 2 (см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NaCl (т) + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + НCl (50 °C)
2NaCl (т) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2НCl (120 °C)