HCl alınması. HCl-nin hazırlanması Kimyəvi reaksiyalar h2 cl2

Bu üsuldan istifadə edərək redoks reaksiyalarının tənliklərini tərtib edərkən aşağıdakı ardıcıllığa riayət etmək tövsiyə olunur:

1. Başlanğıc və əmələ gələn maddələri göstərən reaksiya sxemini yazın, reaksiya nəticəsində oksidləşmə vəziyyətini dəyişən elementləri müəyyənləşdirin, oksidləşdirici və reduksiyaedicini tapın.

2. Oksidləşdirici maddənin elektronları qəbul etməsinə, reduksiyaedicinin isə onları verməsinə əsaslanaraq elektron tənliklər qurun.

3. Elektron tənliklər üçün amilləri (əsas əmsalları) seçin ki oksidləşmə zamanı verilən elektronların sayı reduksiya zamanı alınan elektronların sayına bərabər idi.

4. Reaksiya tənliyində əmsalları düzün.

NÜMUNƏ 3: Dəmir (III) oksidin karbonla reduksiyası üçün tənlik yazın. Reaksiya sxemə uyğun olaraq davam edir:

Fe 2 O 3 + C → Fe + CO

Həlli: Dəmir azaldılır, oksidləşmə vəziyyətini +3-dən 0-a endirir; karbon oksidləşir, oksidləşmə vəziyyəti 0-dan +2-yə qədər artır.

Bu proseslərin diaqramlarını tərtib edək.

azaldıcı agent 1| 2Fe +3 + 6e = 2Fe 0, oksidləşmə prosesi

oksidləşdirici maddə 3| C 0 -2e = C +2, bərpa prosesi

Reduksiyaedicinin verdiyi elektronların ümumi sayı oksidləşdirici maddənin qəbul etdiyi elektronların ümumi sayına bərabər olmalıdır. 2 və 6 nömrələri arasında ən az ümumi çoxluğu taparaq, üç azaldan molekulun və iki oksidləşdirici molekulun olması lazım olduğunu müəyyən edirik, yəni. reaksiya tənliyində reduksiyadan, oksidləşdiricidən və oksidləşmə və reduksiya məhsullarından əvvəl müvafiq əmsalları tapırıq.

Tənlik belə görünəcək:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO

Elektron-ion tənlikləri üsulu (yarım reaksiyalar).

Elektron-ion tənlikləri tərtib edilərkən məhlulda maddələrin mövcudluq forması nəzərə alınır (sadə və ya mürəkkəb ion, suda həll olunmayan və ya çətin dissosiasiya olunan maddənin atomu və ya molekulu).

Bu üsuldan istifadə edərək redoks reaksiyaları üçün tənliklər yaratmaq üçün aşağıdakı sıraya riayət etmək tövsiyə olunur:

1.Başlanğıc materialları və reaksiya məhsullarını göstərən reaksiya diaqramını qurun, reaksiya nəticəsində oksidləşmə vəziyyətini dəyişən ionları qeyd edin, oksidləşdirici və reduksiyaedicini təyin edin.

2. Reaksiya şəraitində əmələ gələn ilkin ionları və ya molekulları göstərən oksidləşmə və reduksiya yarımreaksiyalarının diaqramlarını tərtib edin.

3. Yarım reaksiyaların sol və sağ tərəflərindəki hər bir elementin atomlarının sayını bərabərləşdirin; Yadda saxlamaq lazımdır ki, sulu məhlullarda su molekulları, H + və ya OH - ionları reaksiyalarda iştirak edə bilər.

Yadda saxlamaq lazımdır ki, sulu məhlullarda artıq oksigenin bağlanması və oksigenin reduksiya vasitəsi ilə əlavə edilməsi mühitin pH-dan asılı olaraq fərqli şəkildə baş verir. Turşu məhlullarda artıq oksigen hidrogen ionları ilə bağlanaraq su molekullarını, neytral və qələvi məhlullarda isə hidroksid ionları əmələ gətirir. Məsələn,

MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O (turşu mühit)

NO 3 - + 6H 2 O + 8e = NH 3 + 9OH - (neytral və ya qələvi mühit).

Azaldıcı maddə ilə oksigenin əlavə edilməsi turşu və neytral mühitlərdə hidrogen ionlarının əmələ gəlməsi ilə su molekulları, qələvi mühitdə isə su molekullarının əmələ gəlməsi ilə hidroksid ionları hesabına həyata keçirilir. Məsələn,

I 2 + 6H 2 O - 10e = 2IO 3 - + 12H + (turşu və ya neytral mühit)

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

4. Hər yarım reaksiyanın hər iki hissəsində yüklərin ümumi sayını bərabərləşdirin; Bunu etmək üçün, yarım reaksiyanın sol və sağ tərəflərinə lazımi sayda elektron əlavə edin.

5. Yarım reaksiyalar üçün çarpanları (əsas əmsalları) seçin ki, oksidləşmə zamanı verilən elektronların sayı reduksiya zamanı qəbul edilən elektronların sayına bərabər olsun.

6. Tapılmış əsas əmsalları nəzərə alaraq yarım reaksiya tənliklərini toplayın.

7. Reaksiya tənliyində əmsalları düzün.

NÜMUNƏ 4: Hidrogen sulfidin xlorlu su ilə oksidləşməsinin tənliyini yazın.

Reaksiya sxemə uyğun olaraq davam edir:

H 2 S + Cl 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HCl

Həll. Xlorun azaldılması aşağıdakı yarım reaksiya tənliyinə uyğundur: Cl 2 + 2e = 2Cl - .

Kükürdün oksidləşməsinin yarım reaksiyası üçün tənliyi tərtib edərkən aşağıdakı sxemə əməl edirik: H 2 S → SO 4 2-. Bu proses zamanı kükürd atomu qaynağı su molekulları olan dörd oksigen atomu ilə birləşir. Bu halda səkkiz H + ionu əmələ gəlir; əlavə olaraq H 2 S molekulundan iki H + ionu ayrılır.

Cəmi 10 hidrogen ionu əmələ gəlir:

Diaqramın sol tərəfində yalnız yüklənməmiş hissəciklər var və diaqramın sağ tərəfindəki ionların ümumi yükü +8-dir. Beləliklə, oksidləşmə nəticəsində səkkiz elektron ayrılır:

H 2 S + 4H 2 O → SO 4 2- + 10 H +

Xlorun reduksiyası zamanı qəbul edilən və kükürdün oksidləşməsi zamanı verilən elektronların sayının nisbəti 8?2 və ya 4?1 olduğundan, azalma və oksidləşmənin yarımreaksiyaları üçün tənliklər əlavə edilərkən onlardan birincisi. 4-ə, ikincisi isə 1-ə vurulmalıdır.

Biz əldə edirik:

Cl 2 + 2e = 2Cl - | 4

H 2 S + 4H 2 O = SO 4 2- + 10H + +8e - | 1

4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O = 8Cl - + SO 4 2- +10H +

Molekulyar formada əldə edilən tənlik aşağıdakı kimidir:

4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O = 8HCl + H 2 SO 4

Fərqli şəraitdə eyni maddə oksidləşə və ya müvafiq elementin müxtəlif oksidləşmə dərəcələrinə endirilə bilər, buna görə də oksidləşdirici maddənin və reduksiyaedicinin ekvivalent dəyəri də fərqli dəyərlərə malik ola bilər.

Oksidləşdirici maddənin ekvivalent kütləsi onun molyar kütləsinin müəyyən reaksiyada oksidləşdirici maddənin bir molekulunun əlavə etdiyi elektronların sayına bölünmüş n-ə bərabərdir.

Məsələn, reduksiya reaksiyasında Cl 2 + 2e = 2Cl - . n = 2 Buna görə də Cl 2-nin ekvivalent kütləsi M/2-ə bərabərdir, yəni. 71/2 = 35,5 q/mol.

Reduksiyaedicinin ekvivalent kütləsi onun molar kütləsinin müəyyən reaksiya zamanı reduksiyaedicinin bir molekulunun itirdiyi elektronların sayına bölünmüş n-ə bərabərdir.

Məsələn, oksidləşmə reaksiyasında H 2 S + 4H 2 O - 8е = SO 4 2- + 10 H +

n = 8. Buna görə də, H 2 S-in ekvivalent kütləsi M/8-ə bərabərdir, yəni. 34,08/8 = 4,26 q/mol.

Zəncirvari reaksiyalaröz mexanizminə eyni tipli (zəncir) ardıcıl təkrarlanan çoxlu elementar aktları daxil edir.

Reaksiyanı nəzərdən keçirin:

H2 + Cl2 = 2HCl

Bütün zəncirvari reaksiyalar üçün ümumi olan aşağıdakı mərhələlərdən ibarətdir:

1) Təşəbbüs, və ya zəncirvari başlanğıc

Cl 2 = 2Cl

Xlor molekulunun atomlara (radikallara) parçalanması UV şüalanması və ya qızdırma zamanı baş verir.

2) Başlanğıc mərhələsinin mahiyyəti aktiv, reaktiv hissəciklərin əmələ gəlməsidir.

Zəncir inkişafı
Cl + H 2 = HCl + H

H + Cl 2 = HCl + Cl

3) Zəncirin inkişafının hər bir elementar aktı nəticəsində yeni xlor radikalı əmələ gəlir və bu mərhələ nəzəri olaraq reagentlər tam tükənənə qədər təkrar-təkrar təkrarlanır. Rekombinasiya

, və ya açıq dövrə
2Cl = Cl 2
2H = H 2

H + Cl = HCl

Yaxınlıqda baş verən radikallar rekombinasiya olunaraq sabit hissəcik (molekul) əmələ gətirə bilər. Onlar "üçüncü hissəciyə" artıq enerji verirlər - məsələn, bir gəminin divarları və ya çirkli molekullar. Hesab olunur zəncirvari reaksiyadır budaqsız , çünki zəncirvari inkişafın elementar aktında radikalların sayı artmır . Hidrogenin oksigenlə zəncirvari reaksiyası edir:

budaqlanmış
, çünki zəncirvari inkişafın elementar aktında radikalların sayı artır
H + O 2 = OH + O

Budaqlanmış zəncirvari reaksiyalara çoxlu yanma reaksiyaları daxildir. Sərbəst radikalların sayında nəzarətsiz artım (həm zəncirvari şaxələnmə nəticəsində, həm də çox sürətli başladıqda şaxələnməmiş reaksiyalar üçün) reaksiyanın güclü sürətlənməsinə və partlayışa səbəb ola bilər.

Belə görünür ki, təzyiq nə qədər böyükdürsə, radikalların konsentrasiyası bir o qədər yüksəkdir və partlayış ehtimalı bir o qədər yüksəkdir.

Ancaq əslində, hidrogenin oksigenlə reaksiyası üçün partlayış yalnız müəyyən təzyiq bölgələrində mümkündür: 1 ilə 100 mm Hg arasında. və 1000 mm Hg-dən yuxarı. Bu reaksiya mexanizmindən irəli gəlir.

Aşağı təzyiqdə yaranan radikalların çoxu gəminin divarlarında yenidən birləşir və reaksiya yavaş-yavaş davam edir. Təzyiq 1 mm Hg-ə yüksəldikdə. radikallar divarlara daha az çatır, çünki molekullarla daha tez-tez reaksiya verir. Bu reaksiyalarda radikallar çoxalır və partlayış baş verir. Bununla belə, 100 mm Hg-dən yuxarı təzyiqdə. maddələrin konsentrasiyası o qədər artır ki, üçlü toqquşmalar (məsələn, su molekulu ilə) nəticəsində radikalların rekombinasiyası başlayır və reaksiya partlamadan (stasionar axın) sakit davam edir. 1000 mm Hg-dən yuxarı. konsentrasiyalar çox yüksək olur və hətta üçlü toqquşmalar belə radikalların yayılmasının qarşısını almaq üçün kifayət etmir.

Uran-235-in parçalanmasının budaqlanmış zəncirvari reaksiyasını bilirsiniz, hər elementar aktda 1 neytron tutulur (radikal rolunu oynayır) və 3-ə qədər neytron buraxılır. Şəraitdən asılı olaraq (məsələn, neytron uducuların konsentrasiyasına görə) onun sabit axını və ya partlayış olması da mümkündür. Bu, kimyəvi və nüvə proseslərinin kinetikası arasındakı əlaqənin başqa bir nümunəsidir.

Tətbiqlər

Sənayedə hidrogen xlorid ya xlor və hidrogendən birbaşa sintez yolu ilə, ya da alkanların (metanın) xlorlanması zamanı əlavə məhsullardan əldə edilir. Elementlərdən birbaşa sintezi nəzərdən keçirəcəyik.

HCl kəskin, xarakterik bir qoxu olan rəngsiz bir qazdır

t° pl = –114,8°C, t° qaynama = –84°C, t° xırtıldayan = +57°C, yəni. Hidrogen xlorid otaq temperaturunda maye şəklində təzyiqi 50 - 60 atm-ə qədər artırmaqla əldə edilə bilər. Qaz və maye fazalarda ayrı-ayrı molekullar şəklində olur (hidrogen bağları yoxdur). Güclü birləşmə E St = 420 kJ/mol. t>1500°C-də elementlərə parçalanmağa başlayır.

R Cl - = 1.81, yəni. proton xlor ionunun elektron buluduna effektiv radiusun üçdə biri ilə daxil olur və eyni zamanda xlor ionunun nüvəsi yaxınlığında müsbət yükün artması və itələyici təsirinin tarazlaşdırılması səbəbindən birləşmənin özü güclənir. elektronlar. Bütün hidrogen halidləri oxşar şəkildə əmələ gəlir və güclü birləşmələrdir.

Hidrogen xlorid istənilən nisbətdə suda yüksək dərəcədə həll olunur (bir həcmdə H 2 O-da 450 həcmə qədər HCl həll olunur), su ilə bir neçə hidrat əmələ gətirir və azeotrop qarışıq verir - 20,2% HCl və qaynama temperaturu = 108,6 ° C.

Elementlərdən hidrogen xlorid əmələ gəlməsi:

Cl 2 + H 2 = 2HCl

Hidrogen və xlor qarışığı işıqlandırıldıqda partlayır, bu zəncirvari reaksiya göstərir.

Əsrin əvvəlində Badenşteyn aşağıdakı reaksiya mexanizmini təklif etdi:

Başlanğıc: Cl 2 + hν → ē + Cl 2 +

Zəncir: Cl 2 + + H 2 → HCl + H + Cl +

H + Cl 2 → HCl + Cl

Açıq dövrə: Cl + + ē → Cl

Cl + Cl → Cl 2

Lakin ē gəmidə tapılmadı.

1918-ci ildə Nernst fərqli bir mexanizm təklif etdi:

Başlanğıc: Cl 2 + hν → Cl + Cl

Zəncir: Cl + H 2 → HCl + H

H + Cl 2 → HCl + Cl

Açıq dövrə: H + Cl → HCl

Sonradan bu mexanizm daha da inkişaf etdirildi və əlavə edildi.

Mərhələ 1 - təşəbbüs

reaksiya Cl 2 + hν → Cl + Cl

Fotokimyəvi olaraq başladıldı, yəni. yüngül kvant hν udmaqla. görə ekvivalentlik prinsipi Eynşteynə görə, işığın hər kvantı yalnız bir molekulun çevrilməsinə səbəb ola bilər. Ekvivalentlik prinsipinin kəmiyyət xarakteristikası reaksiyanın kvant məhsuldarlığıdır:

– 1 kvant işığa düşən reaksiyaya girən molekulların sayı.

adi fotokimyəvi reaksiyalarda γ ≤1. Lakin zəncirvari reaksiyalar zamanı γ>>1. Məsələn, HCl γ = 10 5 sintezi vəziyyətində, H 2 O 2 parçalanması zamanı γ = 4.

Əgər Cl 2 molekulu işıq kvantını udursa, o, həyəcanlı vəziyyətdədir

10 -8 -10 -3 saniyə və əgər işıq kvantı ilə alınan enerji çevrilmə üçün kifayət idisə, o zaman reaksiya baş verir, yoxsa, molekul ya işıq kvantının emissiyası ilə yenidən əsas vəziyyətə keçəcək. (flüoresan və ya fosforessensiya) və ya elektron həyəcan vibrasiya və ya fırlanma enerjisinə çevrilir.

Gəlin bizim vəziyyətimizdə nə baş verdiyinə baxaq:

E dis H 2 = 426,4 kJ/mol

E dis Cl 2 = 239,67 kJ/mol

E arr HCl = 432,82 kJ/mol - şüalanma olmadan reaksiya getmir.

İşığın kvantının enerjisi E q = 41,1 * 10 -20 J. Reaksiyaya başlamaq üçün tələb olunan enerji (aktivləşmə enerjisi) Cl 2 molekulunun dissosiasiyası zamanı sərf olunan enerjiyə bərabərdir:

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

Potensial maneənin azaldıldığı katalizdən fərqli olaraq, fotokimyəvi reaksiyalar zamanı sadəcə işıq kvantının enerjisi ilə aradan qaldırılır.

Reaksiyaya başlamaq üçün başqa bir imkan H 2 + Cl 2 qarışığına Na buxarının əlavə edilməsidir. Reaksiya qaranlıqda 100 ° C-də baş verir:

Na + Cl 2 → NaCl + Cl

Cl + H 2 → HCl + H………

və 1 Na atomunda 1000-ə qədər HCl əmələ gəlir.

Mərhələ 2 - zəncirin davamı

HCl istehsalında zəncirvari davam reaksiyaları aşağıdakı növlərdən ibarətdir:

1. Cl + H 2 → HCl + H E a =2,0 kJ/mol

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

Bunlar zəncir halqalarıdır.

Bu reaksiyaların sürəti aşağıdakı kimi təqdim edilə bilər:

W 1 = K 1 [H 2 ]

W 2 = K 2 [Cl 2 ]

Çünki Bu reaksiyaların aktivləşmə enerjiləri kiçikdir, onda onların sürətləri yüksək olur. Bu vəziyyətdə zəncirlər budaqsızdır və budaqsız zəncirlər nəzəriyyəsinə görə:

W zəncirinin inkişafı = W fotokimyəvi olaraq başlanır, yəni. işığın kəsilməsi kvantını udmaqla,

Cl + Cl +M → Cl 2 + M,

onda W arr = K 2

HCl istehsal sürəti 1 və 2 reaksiyalarından asılıdır

bu halda W 1 =W 2, çünki zəncirlər kifayət qədər uzundur (zəncirvari reaksiyalar nəzəriyyəsindən)

Bu kinetik tənlik H 2 + Cl 2 qarışığında çirklər olmadıqda etibarlıdır. Sistemə hava daxil olarsa, kinetik tənlik fərqli olacaq. Xüsusilə

W arr = K, yəni. qeyri-kvadrat fasilə və prosesin gedişatı tamamilə dəyişir.

Çünki Zəncirvari reaksiya inhibitorları olan maddələr var. HCl əmələ gəlməsi reaksiyasının inhibitoru oksigendir:

O 2 + H → O 2 H

Bu radikal hərəkətsizdir və yalnız eyni radikal, bərpaedici oksigenlə reaksiya verə bilər

O 2 H + O 2 H = O 2 + H 2 O 2

Hesablamalar göstərir ki, 1% O 2 olduqda reaksiya 1000 dəfə yavaşlayır. Prosesin sürəti reaksiyanı oksigendən 10 5 dəfə çox ləngidən NCl 3-ün olması ilə daha da yavaşlayır. Çünki Azot xlorid sənayedə istehsal zamanı xlorda ola bilər, HCl sintezindən əvvəl ilkin xlorun diqqətlə təmizlənməsi lazımdır;