Clorura de hidrogen este produsă în industrie fie prin sinteză directă din clor și hidrogen, fie din subproduse în timpul clorării alcanilor (metan). Vom lua în considerare sinteza directă din elemente.

HCl este un gaz incolor cu un miros înțepător, caracteristic.

t° pl = -114,8°C, t° bp = -84°C, t° crist = +57°C, i.e. Clorura de hidrogen poate fi obtinuta la temperatura camerei sub forma lichida prin cresterea presiunii la 50 - 60 atm. În faza gazoasă și lichidă este sub formă de molecule separate (lipsa legăturilor de hidrogen). Conexiune puternică E sv \u003d 420 kJ / mol. Începe să se descompună în elemente la t>1500°C.

2HCI CI2 + H2

Raza efectivă a HCl = 1,28 , dipol - 1,22 .

RCI= 1,81, adică protonul este introdus în norul de electroni al ionului de clor cu o treime din raza efectivă, iar în acest caz, compusul în sine este întărit datorită creșterii sarcinii pozitive în apropierea nucleului ionului de clor și echilibrând efectul respingător. de electroni. Toate halogenurile de hidrogen se formează într-un mod similar și sunt compuși puternici.

Clorura de hidrogen este foarte solubilă în apă în orice raport (într-un volum H 2 O dizolvă până la 450 de volume de HCI), formează mai mulți hidrați cu apă și dă un amestec azeotrop - 20,2% HCI și t ° kip = 108,6 ° C.

Formarea clorurii de hidrogen din elemente:

CI2 + H2 \u003d 2HCl

Un amestec de hidrogen și clor explodează atunci când este iluminat, indicând o reacție în lanț.

La începutul secolului, Badenstein a propus următorul mecanism de reacție:

Inițiere: Cl 2 + hν → ē + Cl 2 +

Lanț: CI2 + + H2 → HCI + H + CI +

H + CI2 → HCI + CI

Terminație de lanț: Cl + + ē → Cl

Cl + Cl → Cl2

Dar ē nu a fost găsit în vas.

În 1918, Nernst a propus un alt mecanism:

Iniţiere: Cl 2 + hν → Cl + Cl

Lanț: CI + H2 → HCl + H

H + CI2 → HCI + CI

Terminație de lanț: H + Cl → HCl

În viitor, acest mecanism a fost dezvoltat și completat în continuare.

Etapa 1 - iniţiere

reacția Cl 2 + hν → Cl + Cl

Inițiat prin mijloace fotochimice, adică prin absorbția unui cuantum de lumină hν. Conform principiul echivalenței Einstein, fiecare cuantă de lumină poate provoca transformarea unei singure molecule. Caracteristica cantitativă a principiului de echivalență este randamentul cuantic al reacției:

- numărul de molecule reacţionate pe 1 cuantă de lumină.

γ în reacțiile fotochimice convenționale ≤1. Totuşi, în cazul reacţiilor în lanţ γ>>1. De exemplu, în cazul sintezei HCl γ=10 5 , în dezintegrarea H 2 O 2 γ=4.

Dacă o moleculă de Cl 2 a absorbit o cantitate de lumină, atunci este într-o stare excitată

10 -8 -10 -3 sec și dacă energia primită cu un cuantum de lumină a fost suficientă pentru transformare, atunci are loc o reacție, dacă nu, atunci molecula va intra din nou în starea fundamentală, fie cu emisia unui cuantum. de lumină (fluorescență sau fosforescență), sau excitația electronică este convertită în energie vibrațională sau rotațională.

Să vedem ce se întâmplă în cazul nostru:

E dis H 2 \u003d 426,4 kJ / mol

E dis Cl2 = 239,67 kJ/mol

E arr HCl = 432,82 kJ / mol - fără iradiere, reacția nu are loc.

Un cuantum de lumină are o energie E kv \u003d 41,1 * 10 -20 J. Energia necesară pentru a începe reacția (energia de activare) este egală cu energia cheltuită pentru disocierea moleculei de Cl 2:

acestea. E Cl2<Е кв и энергии кванта достаточно для преодоления потенциального барьера реакции и реакция начинается.

Spre deosebire de cataliză, în care bariera de potențial este coborâtă, în cazul reacțiilor fotochimice, aceasta este pur și simplu depășită de energia unui cuantum de lumină.

O altă posibilitate de inițiere a reacției este adăugarea de vapori de Na la amestecul H2+Cl2. Reacția are loc la 100°C în întuneric:

Na + Cl 2 → NaCl + Cl

Cl + H2 → HCl + H ………

și se formează până la 1000 HCI per 1 atom de Na.

Etapa 2 - continuarea lantului

Reacțiile de propagare în lanț în producția de HCl sunt de următoarele tipuri:

1. Cl + H 2 → HCl + H E a \u003d 2,0 kJ / mol

2. H + Cl 2 → HCl + Cl E a \u003d 0,8 kJ / mol

Acestea sunt verigi din lanț.

Viteza acestor reacții poate fi reprezentată după cum urmează:

L 1 = K 1 [ H 2 ]

W 2 \u003d K 2 [Cl 2]

pentru că energiile de activare ale acestor reacții sunt mici, ratele lor sunt mari. Lanțurile în acest caz sunt neramificate și, conform teoriei lanțurilor neramificate:

Dezvoltarea lanțului W = W este inițiată fotochimic, adică. prin absorbția unui cuantum de lumină dintr-o pauză,

Cl + Cl + M → Cl 2 + M,

apoi W arr \u003d K 2

Viteza de producere a HCl depinde de reacțiile 1 și 2

în acest caz, W 1 \u003d W 2, deoarece lanțurile sunt destul de lungi (din teoria reacțiilor în lanț)

Această ecuație cinetică este valabilă în absența impurităților din amestecul H 2 + Cl 2. Dacă aerul intră în sistem, atunci ecuația cinetică va fi diferită. În special

W arr \u003d K, adică. terminarea nequadratică și cursul procesului este inversat.

pentru că există substanţe care sunt inhibitoare ale reacţiilor în lanţ. Inhibitorul reacției de formare a HCl este oxigenul:

O2 + H → O2H

Acest radical este inactiv și poate reacționa doar cu același radical, regenerând oxigen.

O 2 H + O 2 H \u003d O 2 + H 2 O 2

Calculele arată că în prezența a 1% O 2 reacția încetinește cu un factor de 1000. Prezența NCl 3 încetinește viteza procesului și mai puternic, ceea ce încetinește reacția de 10 5 ori mai mult decât oxigenul. pentru că Deoarece clorura azotică poate fi prezentă în clor în timpul producției sale industriale, este necesară o purificare atentă a clorului de pornire înainte de sinteza HCI.

Se dau substante: solutii apoase de tetrahidroxoaluminat de potasiu K[Al(OH)4], clorura de aluminiu, carbonat de potasiu, clor. Scrieți ecuațiile pentru patru posibile reacții între aceste substanțe
(*răspuns*) 3K + AlCl3 = 4Al(OH)3 + 3KCl
(*răspuns*) 3K2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6KCl
(*răspuns*) K + CO2 = KHCO3 + Al(OH)3
(*răspuns*) 3K2CO3 + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3CO2
2AlCl3 + 2CO2 + 3H2O = Al(OH)3 + 2H2CO3 + 2HCl
Se dau substante: solutii apoase de tetrahidroxozincat de potasiu K2, peroxid de sodiu, carbune, dioxid de carbon. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe
(*răspuns*) K2 + CO2 = K2CO3 + Zn(OH)2 + H2O
(*răspuns*) 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
(*răspuns*) CO2 + C 2CO
(*răspuns*) 2Na2O2 + C Na2CO3 + Na2O
2Na2O2 + 2CO = 2Na2CO3 + 2CO2
Se dau substante: o solutie apoasa de hexahidroxocromat de potasiu K3[Cr(OH)6], hipoclorit de potasiu solid, oxid de mangan(IV), acid clorhidric concentrat. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe: _
(*răspuns*) 2K3 + 3KClO = 2K2CrO4 + 3KCl + 2KOH + 5H2O
(*răspuns*) K3 + 6HCl = 3KCl + CrCl3 + 6H2O
(*răspuns*) 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
(*răspuns*) 2HCl + KClO = Cl2 + KCl + H2O
MnO2 + KClO = MnCl4 + KO
Substanțe administrate: carbonat de sodiu, soluție concentrată de hidroxid de sodiu, oxid de aluminiu, fluorură de fosfor(V), apă. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe:
(*răspuns*) PF5 + 4H2O = H3PO4 + 5HF
(*răspuns*) PF5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O
(*răspuns*) Na2CO3 + Al2O3 2NaAlO2 + CO2
(*răspuns*) Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na
PF5 + 2Na2CO3 = Na3PO4 + 2CO2 + NaF
Se dau substante: acid azotic concentrat, fosfor, dioxid de sulf, solutie concentrata de sulfit de amoniu. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe. Ca rezultat, obținem: _
(*răspuns*) P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
(*răspuns*) 2HNO3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2
(*răspuns*) (NH4)2SO3 + SO2 + H2O = 2NH4HSO3
(*răspuns*) 2HNO3 + (NH4)2SO3 = (NH4)2SO4 + 2NO2 + H2O
P + SO2 = PS + O2
Substante date: acid sulfuric concentrat, sulf, argint, clorura de sodiu. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe. Ca rezultat, obținem: _
(*răspuns*) 2H2SO4 + S = 3SO2 + 2H2O
(*răspuns*) H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl (sau NaHSO4 + HCl)
(*răspuns*) 2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
(*răspuns*) 2Ag+S = Ag2S
3H2SO4 + 2NaCl = 2Na + 2HCl + 3SO2 + 2H2O+ O2
Se dau substante: acid cloric concentrat, solutii de clorura de crom(III), hidroxid de sodiu. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe. Ca rezultat, obținem: _
(*răspuns*) HClO3 + 2CrCl3 + 4H2O = H2Cr2O7 + 7HCl
(*răspuns*) HClO3 + NaOH = NaClO3 + H2O
(*răspuns*) CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl
(*răspuns*) CrCl3 + 6NaOH = Na3 + 3NaCl
CrCI3 + 8NaOH = Na4 + 4NaCl
Se dau substante: clor, acid azotic concentrat, solutii de clorura de fier(II), sulfura de sodiu. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe. Ca rezultat, obținem: _
(*răspuns*) 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
(*răspuns*) Na2S + FeCl2 = FeS + 2NaCl
(*răspuns*) Na2S + 4HNO3 = S + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O
(*răspuns*) FeCl2 + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + 2HCl + H2O
2HNO3 + Cl2 = 2HCI + 2NO2 + H2O
Se dau substante: clorura de fosfor(III), solutie concentrata de hidroxid de sodiu, clor. Să scriem ecuațiile a patru reacții posibile între aceste substanțe. Ca rezultat, obținem: _
(*răspuns*) PCl3 + 5NaOH = Na2PHO3 + 3NaCl + 2H2O
(*răspuns*) PCl3 + Cl2 = PCl5
(*răspuns*) 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O
(*răspuns*) 6NaOH (fierbinte) + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
4NaOH + 2Cl2 = 4NaCl + H2O + O3
Folosind metoda echilibrului electronic, vom compune ecuația reacției: Cl2 + NaI + H2O ® NaIO3 + … și vom determina agentul oxidant și agentul reducător. Ca rezultat, obținem: _
(*răspuns*) ecuația reacției 3Cl2 + NaI + 3H2O = NaIO3 + 6HCl
(* raspunde *) agent oxidant - clor
(* raspunde *) agent reducator - iod
ecuația reacției 2Cl2 + NaI + 2H2O = NaIO3 + 4HCl
agent reducător - clor
agent oxidant - iod

La compilarea ecuațiilor reacțiilor redox prin această metodă, se recomandă să respectați următoarea ordine:

1. Notați schema de reacție indicând substanțele inițiale și rezultate, determinați elementele care modifică starea de oxidare ca urmare a reacției, găsiți agentul oxidant și agentul reducător.

2. Faceți ecuații electronice pe baza faptului că agentul oxidant acceptă electroni, iar agentul reducător îi dă.

3. Selectați multiplicatori (coeficienți de bază) pentru ecuațiile electronice astfel încât numărul de electroni donați în timpul oxidării a fost egal cu numărul de electroni obținuți în timpul reducerii.

4. Aranjați coeficienții în ecuația reacției.

EXEMPLU 3: Scrieți o ecuație pentru reducerea oxidului de fier (III) cu carbon. Reacția se desfășoară conform schemei:

Fe 2 O 3 + C → Fe + CO

Soluție: Fierul se reduce prin scăderea stării de oxidare de la +3 la 0; carbonul este oxidat, starea sa de oxidare crește de la 0 la +2.

Să facem scheme ale acestor procese.

agent reducător 1| 2Fe +3 + 6e = 2Fe 0, proces de oxidare

agent oxidant 3| C 0 -2e \u003d C +2, procesul de recuperare

Numărul total de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul total de electroni acceptați de agentul oxidant. După ce am găsit cel mai mic multiplu comun între numerele 2 și 6, determinăm că ar trebui să existe trei molecule de agent reducător și două molecule de oxidare, de exemplu. găsim coeficienții corespunzători în ecuația de reacție în fața agentului reducător, agentului oxidant și a produselor de oxidare și reducere.

Ecuația va arăta astfel:

Fe 2 O 3 + 3C \u003d 2Fe + 3CO

Metoda ecuațiilor electron-ionice (semireacții).

La alcătuirea ecuațiilor electron-ionice se ține cont de forma de existență a substanțelor în soluție (un ion simplu sau complex, atom sau moleculă a unei substanțe insolubile sau greu de disociat în apă).

Pentru a compune ecuațiile reacțiilor redox prin această metodă, se recomandă să se respecte următoarea ordine:

1. Întocmește o schemă de reacție indicând materiile prime și produșii de reacție, marcați ionii care modifică starea de oxidare ca urmare a reacției, determinați agentul oxidant și agentul reducător.

2. Realizați scheme de semireacții de oxidare și reducere indicând ionii sau moleculele inițiale și formate în condițiile de reacție.

3. Egalizați numărul de atomi ai fiecărui element din părțile din stânga și din dreapta ale semireacțiilor; trebuie amintit că în soluții apoase, moleculele de apă, ionii H + sau OH - pot participa la reacții.

De reținut că în soluțiile apoase, legarea excesului de oxigen și adăugarea de oxigen de către agentul reducător au loc diferit, în funcție de pH-ul mediului. În soluțiile acide, excesul de oxigen se leagă de ionii de hidrogen pentru a forma molecule de apă, iar în soluții neutre și alcaline, de moleculele de apă pentru a forma ioni de hidroxid. De exemplu,

MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O (mediu acid)

NO 3 - + 6H 2 O + 8e = NH 3 + 9OH - (mediu neutru sau alcalin).

Adăugarea de oxigen de către agentul de reducere se realizează în medii acide și neutre datorită moleculelor de apă cu formarea de ioni de hidrogen și într-un mediu alcalin - datorită ionilor de hidroxid cu formarea de molecule de apă. De exemplu,

I 2 + 6H 2 O - 10e = 2IO 3 - + 12H + (mediu acid sau neutru)

CrO 2 - + 4OH - - 3e = CrO 4 2- + 2H 2 O (alcalin)

4. Egalizați numărul total de sarcini din ambele părți ale fiecărei semireacții; pentru a face acest lucru, adăugați numărul necesar de electroni în părțile din stânga și din dreapta ale semireacției.

5. Selectați multiplicatori (coeficienți de bază) pentru semireacții, astfel încât numărul de electroni donați în timpul oxidării să fie egal cu numărul de electroni primiți în timpul reducerii.

6. Adunați ecuațiile semireacțiilor, ținând cont de coeficienții principali găsiți.

7. Aranjați coeficienții în ecuația reacției.

EXEMPLUL 4: Scrieți o ecuație pentru oxidarea hidrogenului sulfurat cu apă cu clor.

Reacția se desfășoară conform schemei:

H2S + CI2 + H20 → H2S04 + HCI

Decizie. Următoarea ecuație de semireacție corespunde reducerii clorului: Cl 2 + 2e = 2Cl - .

La alcătuirea ecuației pentru semireacția de oxidare a sulfului se procedează din schema: H 2 S → SO 4 2-. În timpul acestui proces, un atom de sulf este legat de patru atomi de oxigen, a căror sursă sunt moleculele de apă. În acest caz, se formează opt ioni H +; în plus, doi ioni H + sunt eliberați din molecula de H 2 S.

În total, se formează 10 ioni de hidrogen:

Partea stângă a diagramei conține doar particule neîncărcate, în timp ce sarcina totală a ionilor din partea dreaptă a diagramei este +8. Prin urmare, ca urmare a oxidării, sunt eliberați opt electroni:

H2S + 4H20 → SO42- + 10 H+

Deoarece raportul dintre numărul de electroni acceptați în timpul reducerii clorului și eliberați în timpul oxidării sulfului este de 8 × 2 sau 4 × 1, atunci, prin adăugarea ecuațiilor semireacțiilor de reducere și oxidare, prima dintre ele trebuie înmulțit cu 4, iar al doilea cu 1.

Primim:

CI2 + 2e = 2Cl - | 4

H 2 S + 4H 2 O \u003d SO 4 2- + 10H + + 8e - | unu

4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O \u003d 8Cl - + SO 4 2- + 10H +

În formă moleculară, ecuația rezultată are următoarea formă:

4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O \u003d 8HCl + H 2 SO 4

Aceeași substanță în condiții diferite poate fi oxidată sau redusă la diferite stări de oxidare ale elementului corespunzător, astfel încât valoarea echivalentului agentului de oxidare și agentului reducător poate avea și valori diferite.

Masa echivalentă a unui agent de oxidare este egală cu masa sa molară împărțită la numărul de electroni pe care o moleculă a agentului de oxidare îi atașează în această reacție.

De exemplu, în reacția de reducere Cl 2 + 2e = 2Cl - . n = 2 Prin urmare, masa echivalentă a Cl 2 este M/2, adică. 71/2 \u003d 35,5 g / mol.

Masa echivalentă a unui agent reducător este egală cu masa sa molară împărțită la numărul de electroni n pe care o renunță o moleculă a agentului reducător în această reacție.

De exemplu, în reacția de oxidare H 2 S + 4H 2 O - 8e \u003d SO 4 2- + 10 H +

n = 8. Prin urmare, masa echivalentă a lui H 2 S este M/8, adică. 34,08/8 = 4,26 g/mol.