Å oppnå HCl. Fremstilling av HCl Kjemiske reaksjoner h2 cl2

Når du komponerer ligninger av redoksreaksjoner ved hjelp av denne metoden, anbefales det å følge følgende rekkefølge:

1. Skriv ned reaksjonsskjemaet som indikerer start- og resulterende stoffer, identifiser elementene som endrer oksidasjonstilstanden som følge av reaksjonen, finn oksidasjonsmiddelet og reduksjonsmidlet.

2. Lag elektroniske ligninger basert på det faktum at oksidasjonsmidlet aksepterer elektroner, og reduksjonsmidlet gir dem bort.

3. Velg faktorer (hovedkoeffisienter) for elektroniske ligninger slik at antall elektroner som ble gitt opp under oksidasjon var lik antallet elektroner som ble oppnådd under reduksjon.

4. Ordne koeffisientene i reaksjonsligningen.

EKSEMPEL 3: Skriv en ligning for reduksjon av jern(III)oksid med karbon. Reaksjonen fortsetter i henhold til skjemaet:

Fe 2 O 3 + C → Fe + CO

Løsning: Jern reduseres, og senker oksidasjonstilstanden fra +3 til 0; karbon oksideres, øker oksidasjonstilstanden fra 0 til +2.

La oss tegne diagrammer over disse prosessene.

reduksjonsmiddel 1| 2Fe +3 + 6e = 2Fe 0, oksidasjonsprosess

oksidasjonsmiddel 3| C 0 -2e = C +2, gjenopprettingsprosess

Det totale antallet elektroner som gis opp av reduksjonsmidlet, må være lik det totale antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet. Etter å ha funnet det minste felles multiplum mellom tallene 2 og 6, bestemmer vi at det skal være tre reduserende molekyler og to oksiderende molekyler, dvs. vi finner de tilsvarende koeffisientene i reaksjonsligningen før reduksjonsmidlet, oksidasjonsmidlet og produktene av oksidasjon og reduksjon.

Ligningen vil se slik ut:

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

Metode for elektron-ion-ligninger (halvreaksjoner).

Når man komponerer elektron-ioniske ligninger, tas det hensyn til formen for eksistens av stoffer i løsning (enkelt eller komplekst ion, atom eller molekyl av et uløselig eller vanskelig å dissosiere stoff i vann).

For å lage ligninger for redoksreaksjoner ved hjelp av denne metoden, anbefales det å følge følgende rekkefølge:

1. Lag et reaksjonsdiagram som angir utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene, merk ionene som endrer oksidasjonstilstanden som følge av reaksjonen, bestem oksidasjonsmiddelet og reduksjonsmidlet.

2. Tegn diagrammer over oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjoner, som indikerer de første ionene eller molekylene som er dannet under reaksjonsbetingelsene.

3. Lik antall atomer til hvert grunnstoff på venstre og høyre side av halvreaksjonene; Det bør huskes at i vandige løsninger kan vannmolekyler, H + eller OH - ioner delta i reaksjoner.

Det skal huskes at i vandige løsninger skjer bindingen av overflødig oksygen og tilsetningen av oksygen med et reduksjonsmiddel forskjellig, avhengig av pH i mediet. I sure løsninger er overskudd av oksygen bundet av hydrogenioner for å danne vannmolekyler, og i nøytrale og alkaliske løsninger av vannmolekyler for å danne hydroksydioner. For eksempel

MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O (surt miljø)

NO 3 - + 6H 2 O + 8e = NH 3 + 9OH - (nøytralt eller alkalisk medium).

Tilsetningen av oksygen av et reduksjonsmiddel utføres i sure og nøytrale miljøer på grunn av vannmolekyler med dannelse av hydrogenioner, og i et alkalisk miljø - på grunn av hydroksidioner med dannelse av vannmolekyler. For eksempel

I 2 + 6H 2 O - 10e = 2IO 3 - + 12H + (surt eller nøytralt medium)

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

4. Lik det totale antallet ladninger i begge deler av hver halvreaksjon; For å gjøre dette, legg til det nødvendige antallet elektroner til venstre og høyre side av halvreaksjonen.

5. Velg multiplikatorer (hovedkoeffisienter) for halvreaksjoner slik at antall elektroner som gis opp under oksidasjon er lik antallet elektroner som aksepteres under reduksjon.

6. Legg sammen halvreaksjonsligningene ved å ta hensyn til de funnet hovedkoeffisientene.

7. Ordne koeffisientene i reaksjonsligningen.

EKSEMPEL 4: Skriv en ligning for oksidasjon av hydrogensulfid med klorvann.

Reaksjonen fortsetter i henhold til skjemaet:

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

Løsning. Reduksjonen av klor tilsvarer følgende halvreaksjonsligning: Cl 2 + 2e = 2Cl -.

Når vi komponerer ligningen for halvreaksjonen av svoveloksidasjon, går vi ut fra skjemaet: H 2 S → SO 4 2-. Under denne prosessen binder et svovelatom seg til fire oksygenatomer, hvis kilde er vannmolekyler. I dette tilfellet dannes åtte H + ioner; i tillegg frigjøres to H+-ioner fra H 2 S-molekylet.

Totalt 10 hydrogenioner dannes:

Den venstre siden av diagrammet inneholder kun uladede partikler, og den totale ladningen av ionene på høyre side av diagrammet er +8. Derfor frigjøres åtte elektroner som et resultat av oksidasjon:

H2S + 4H20 → SO42- + 10 H+

Siden forholdet mellom antall elektroner akseptert under reduksjonen av klor og donert under oksidasjonen av svovel er 8?2 eller 4?1, så, når man legger til ligningene for halvreaksjonene av reduksjon og oksidasjon, blir den første av dem. må multipliseres med 4, og den andre med 1.

Vi får:

Cl2 + 2e = 2Cl - | 4

H2S + 4H2O = SO42- + 10H + +8e - | 1

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

I molekylær form er den resulterende ligningen som følger:

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

Det samme stoffet under forskjellige forhold kan oksideres eller reduseres til forskjellige oksidasjonstilstander for det tilsvarende elementet, derfor kan ekvivalentverdien av oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet også ha forskjellige verdier.

Den ekvivalente massen til oksidasjonsmidlet er lik dens molare masse delt på antall elektroner n som ett molekyl av oksidasjonsmidlet legger til i en gitt reaksjon.

For eksempel, i reduksjonsreaksjonen Cl 2 + 2e = 2Cl -. n = 2 Derfor er ekvivalentmassen til Cl 2 lik M/2, dvs. 71/2 = 35,5 g/mol.

Ekvivalentmassen til et reduksjonsmiddel er lik dens molare masse delt på antall elektroner n som ett molekyl av reduksjonsmidlet gir fra seg i en gitt reaksjon.

For eksempel, i oksidasjonsreaksjonen H 2 S + 4H 2 O - 8е = SO 4 2- + 10 H +

n = 8. Derfor er ekvivalentmassen til H 2 S lik M/8, dvs. 34,08/8 = 4,26 g/mol.

Kjedereaksjoner inkluderer i sin mekanisme mange sekvensielt gjentakende elementære handlinger av samme type (kjede).

Tenk på reaksjonen:

H2 + Cl2 = 2HCl

Den består av følgende stadier, felles for alle kjedereaksjoner:

1) Innvielse, eller kjedeinitiering

Cl2 = 2Cl

Nedbrytningen av klormolekylet til atomer (radikaler) skjer under UV-bestråling eller oppvarming.

2) Essensen av initieringsstadiet er dannelsen av aktive, reaktive partikler.

Kjedeutvikling
Cl + H2 = HCl + H

H + Cl2 = HCl + Cl

3) Som et resultat av hver elementær handling av kjedeutvikling, dannes et nytt klorradikal, og dette stadiet gjentas igjen og igjen, teoretisk, inntil reagensene er fullstendig oppbrukt. Rekombinasjon

, eller åpen krets
2Cl = Cl2
2H = H2

H + Cl = HCl

Radikaler som tilfeldigvis er i nærheten kan rekombinere og danne en stabil partikkel (molekyl). De gir overflødig energi til en "tredje partikkel" - for eksempel veggene i et kar eller urenhetsmolekyler. Vurderes kjedereaksjon er ugrenet , siden i den elementære handlingen av kjedeutvikling øker ikke antallet radikaler . Kjedereaksjon av hydrogen med oksygen er:

forgrenet
, fordi antall radikaler i den elementære handlingen av kjedeutvikling øker
H + O 2 = OH + O

Forgrenede kjedereaksjoner inkluderer mange forbrenningsreaksjoner En ukontrollert økning i antall frie radikaler (både som følge av kjedeforgrening og for uforgrenede reaksjoner ved for rask initiering) kan føre til en sterk akselerasjon av reaksjonen og en eksplosjon.

Det ser ut til at jo større trykket er, jo høyere er konsentrasjonen av radikaler og desto mer sannsynlig er en eksplosjon.

Men faktisk, for reaksjonen av hydrogen med oksygen, er en eksplosjon bare mulig i visse trykkområder: fra 1 til 100 mm Hg. og over 1000 mm Hg. Dette følger av reaksjonsmekanismen.

Ved lavt trykk rekombinerer de fleste av de resulterende radikalene på karets vegger, og reaksjonen fortsetter sakte. Når trykket stiger til 1 mm Hg. radikaler når veggene sjeldnere, fordi reagerer oftere med molekyler. I disse reaksjonene formerer radikaler seg og det oppstår en eksplosjon. Men ved trykk over 100 mm Hg. konsentrasjonene av stoffer øker så mye at rekombinasjonen av radikaler begynner som et resultat av trippelkollisjoner (for eksempel med et vannmolekyl), og reaksjonen fortsetter rolig, uten eksplosjon (stasjonær strømning). Over 1000 mm Hg. konsentrasjonene blir svært høye, og selv trippelkollisjoner er ikke nok til å hindre spredning av radikaler.

Du kjenner den forgrenede kjedereaksjonen av fisjon av uran-235, i hver elementær handling som fanges 1 nøytron (spiller rollen som en radikal) og opptil 3 nøytroner sendes ut. Avhengig av forholdene (for eksempel av konsentrasjonen av nøytronabsorbere), er det også mulig for den å ha en jevn strøm eller en eksplosjon. Dette er nok et eksempel på sammenhengen mellom kinetikken til kjemiske og nukleære prosesser.

Søknader

Hydrogenklorid i industrien oppnås enten ved direkte syntese fra klor og hydrogen, eller fra biprodukter under klorering av alkaner (metan). Vi vil vurdere direkte syntese fra elementer.

HCl er en fargeløs gass med en skarp, karakteristisk lukt

t° pl = –114,8°C, t° koke = –84°C, t° sprø = +57°C, dvs. Hydrogenklorid kan oppnås ved romtemperatur i flytende form ved å øke trykket til 50 - 60 atm. I gass- og væskefasen finnes det i form av separate molekyler (ingen hydrogenbindinger). Sterk forbindelse E St = 420 kJ/mol. Begynner å dekomponere til grunnstoffer ved t>1500°C.

RCl- = 1,81, dvs. protonet introduseres i elektronskyen til klorionet med en tredjedel av den effektive radius og samtidig forsterkes selve forbindelsen på grunn av en økning i den positive ladningen nær kjernen til klorionet og balanserer den frastøtende effekten av elektronene. Alle hydrogenhalogenider dannes på samme måte og er sterke forbindelser.

Hydrogenklorid er svært løselig i vann i alle forhold (opptil 450 volumer HCl løses opp i ett volum H 2 O), danner flere hydrater med vann og gir en azeotrop blanding - 20,2 % HCl og kokepunkt = 108,6°C.

Dannelse av hydrogenklorid fra grunnstoffer:

Cl2 + H2 = 2HCl

En blanding av hydrogen og klor eksploderer når den lyser, noe som indikerer en kjedereaksjon.

På begynnelsen av århundret foreslo Badenstein følgende reaksjonsmekanisme:

Initiering: Cl 2 + hν → ē + Cl 2 +

Kjede: Cl 2 + + H 2 → HCl + H + Cl +

H + Cl2 → HCl + Cl

Åpen krets: Cl + + ē → Cl

Cl + Cl → Cl 2

Men ē ble ikke funnet i fartøyet.

I 1918 foreslo Nernst en annen mekanisme:

Initiering: Cl 2 + hν → Cl + Cl

Kjede: Cl + H 2 → HCl + H

H + Cl2 → HCl + Cl

Åpen krets: H + Cl → HCl

Deretter ble denne mekanismen videreutviklet og supplert.

Trinn 1 – innvielse

reaksjon Cl 2 + hν → Cl + Cl

Initieres fotokjemisk, dvs. ved å absorbere et lett kvante hν. Ifølge prinsippet om ekvivalens Ifølge Einstein kan hvert kvantum av lys forårsake transformasjon av bare ett molekyl. Et kvantitativt kjennetegn ved ekvivalensprinsippet er kvanteutbyttet av reaksjonen:

– antall reagerte molekyler per 1 lyskvantum.

γ i vanlige fotokjemiske reaksjoner ≤1. Men i tilfelle av kjedereaksjoner γ>>1. For eksempel, i tilfelle av syntesen av HCl γ = 10 5, under dekomponeringen av H 2 O 2 γ = 4.

Hvis et Cl 2-molekyl absorberer et lett kvante, er det i en eksitert tilstand

10 -8 -10 -3 sek, og hvis energien mottatt med lyskvantet var tilstrekkelig for konvertering, skjer det en reaksjon, hvis ikke, vil molekylet igjen gå inn i grunntilstanden, enten med emisjon av et lett kvante (fluorescens eller fosforescens), eller elektronisk eksitasjon omdannes til vibrasjons- eller rotasjonsenergi.

La oss se hva som skjer i vårt tilfelle:

E dis H2 = 426,4 kJ/mol

E dis Cl2 = 239,67 kJ/mol

E arr HCl = 432,82 kJ/mol - reaksjonen går ikke uten bestråling.

Et lyskvantum har en energi E q = 41,1 * 10 -20 J. Energien som kreves for å starte reaksjonen (aktiveringsenergi) er lik energien som brukes i dissosiasjonen av Cl 2-molekylet:

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

I motsetning til katalyse, der den potensielle barrieren reduseres, blir den i tilfelle av fotokjemiske reaksjoner ganske enkelt overvunnet av energien til lyskvanten.

En annen mulighet for å starte reaksjonen er tilsetning av Na-damp til H2+Cl2-blandingen. Reaksjonen skjer ved 100°C i mørket:

Na + Cl2 → NaCl + Cl

Cl + H 2 → HCl + H………

og det dannes opptil 1000 HCl per 1 Na-atom.

Trinn 2 – fortsettelse av kjeden

Kjedefortsettingsreaksjoner i produksjonen av HCl er av følgende typer:

1. Cl + H2 → HCl + Hea = 2,0 kJ/mol

2. H + Cl2 → HCl + Cl E a = 0,8 kJ/mol

Dette er kjettingledd.

Hastigheten av disse reaksjonene kan representeres som følger:

W 1 = K 1 [H 2 ]

W 2 = K 2 [Cl 2 ]

Fordi Aktiveringsenergiene til disse reaksjonene er små, og hastigheten deres er høy. Kjedene i dette tilfellet er uforgrenede, og i henhold til teorien om uforgrenede kjeder:

W-kjedeutvikling = W initieres fotokjemisk, dvs. ved å absorbere lysavskjæringskvantumet,

Cl + Cl + M → Cl 2 + M,

da W arr = K 2

Hastigheten på HCl-produksjonen avhenger av reaksjon 1 og 2

i dette tilfellet W 1 = W 2, siden kjedene er ganske lange (fra teorien om kjedereaksjoner)

Denne kinetiske ligningen er gyldig i fravær av urenheter i H 2 + Cl 2-blandingen. Hvis luft kommer inn i systemet, vil den kinetiske ligningen være annerledes. Spesielt

W arr = K, dvs. ikke-kvadratisk brudd og prosessens forløp endres fullstendig.

Fordi Det finnes stoffer som er kjedereaksjonshemmere. Inhibitoren for reaksjonen av HCl-dannelse er oksygen:

O 2 + H → O 2 H

Dette radikalet er inaktivt og kan bare reagere med det samme radikalet, regenererende oksygen

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

Beregninger viser at i nærvær av 1 % O 2 bremses reaksjonen 1000 ganger. Hastigheten av prosessen bremses ytterligere av tilstedeværelsen av NCl 3, som bremser reaksjonen 10 5 ganger mer enn oksygen. Fordi Nitrogenklorid kan være tilstede i klor under produksjonen i industrien, er nøye rensing av det opprinnelige kloret nødvendig før syntesen av HCl.