Хлорноватистая кислота: устройство молекулы, характеристики и сферы использования

Устройство молекулы, характеристики и сферы использования

Хлор принадлежит к числу наиболее многоликих химических элементов: его атом проявляет широкий набор степеней окисления - -1, 0, +1, +3, +5, +7. Благодаря этой особенности он даёт целое семейство кислородсодержащих гидроксидов и одну бескислородную кислоту. Соединения хлора востребованы в медицине, промышленном производстве и военном деле. Ниже подробно разбирается одна из его кислородных кислот - приводятся определение, характеристика свойств и области применения.

Определение вещества и его формула

Прежде всего обратимся к строению соединения и сформулируем точное определение.

Ей соответствуют собственные соли - гипохлориты.

Как построена молекула

В молекуле кислоты атом хлора (Cl) несёт степень окисления хлора +1. С кислородом (O) и водородом (H) он образует ковалентные полярные связи. Водородный атом при этом способен замещаться атомами металлов, и именно так рождаются соли этой кислоты - гипохлориты.

Ряд характерных солей

Несколько представителей этого класса удобно охарактеризовать перечнем:

• моногидрат гипохлорита лития (LiClO×H2O) - устойчивое кристаллогидратное соединение;
• моногидрат гипохлорита натрия (NaClO×H2O) - взрывается при нагреве до 70 °C;
• гипохлорит калия (KClO) - устойчив только в форме водного раствора;
• гипохлорит кальция (Ca(ClO)2) - стабилен в сухом виде, но легко распадается при контакте с водой либо углекислым газом;
• гипохлорит магния (Mg(ClO)2) - обладает достаточной устойчивостью.

Хронология открытия

Сначала назовём дату, обстоятельства и автора открытия самого элемента хлора, а затем перейдём к кислоте.

Первое получение хлора

Газообразный хлор впервые выделил Карл Вильгельм Шееле в 1774 году, проведя реакцию оксида марганца (IV) с хлороводородом (соляной кислотой). Поначалу учёный принял выделившийся газ за кислородсодержащее вещество, однако впоследствии подтвердилось, что перед ним был чистый хлор. В 1810 году природу этого газа окончательно установил Хэмфри Дэви, после чего элемент прочно вошёл в промышленный обиход.

Появление хлорноватистой кислоты

В 1823 году, уже после освоения электрического тока, английский химик получил жидкий хлор - хлорноватистую кислоту. В основе методики лежала поваренная соль, через которую пропускали ток. Электролиз высвобождал газообразный хлор, а тот, проходя сквозь воду, давал сразу две кислоты - соляную и хлорноватистую. Позднее это вещество нашло применение при выпуске обеззараживающих средств вроде хлорки.

Физические параметры и химическая активность

Рассмотрим сначала физические показатели соединения, а затем его реакционную способность.

Физические показатели

В обычных условиях раствор хлорноватистой кислоты бесцветен. По мере роста концентрации до высоких значений он окрашивается в зеленовато-жёлтый оттенок, а в чистом состоянии вещество и вовсе представляет собой газ.

Ключевые физические величины удобно свести в список:

• молярная масса - 52,5 г/моль;
• стандартная мольная энтальпия образования (298 К, ΔH°298) - -90 кДж/моль;
• стандартная мольная энергия Гиббса образования (298 К, ΔG°298) - 71 кДж/моль;
• стандартная мольная теплоёмкость (298 К) - 37,284 Дж/(моль×К);
• растворимость в 100 г воды (при 20 °C) - 43.

Химические свойства

По химической природе перед нами типичная одноосновная кислота, реагирующая с ограниченным кругом металлов. Она склонна к лёгкому распаду и возникает при смешивании газообразного хлора с водой. Ниже собраны характерные превращения с соответствующими уравнениями.

• Разложение под действием света: образуются хлороводород (соляная кислота) и кислород.
• Нейтрализация - взаимодействие с сильным основанием, дающее соль и воду; в качестве примера взят гидроксид натрия.
• Реакция с растворённым аммиаком приводит к гипохлориту аммония.
• Восстановление хлороводородом протекает как конпропорционирование: атомы хлора из кислоты и из хлороводорода переходят в степень окисления 0, и выделяется газообразный хлор.
• Термическое разложение сопровождается диспропорционированием - хлор одновременно повышает степень окисления до +5 и понижает до -1, образуя хлорноватую и соляную кислоты.
• Реакция с йодоводородом понижает степень окисления хлора до -1; при этом выпадает кристаллический йод, а побочным продуктом служит вода.
• В водной среде идёт обратимая диссоциация: HClO ⇄ H+ + ClO-.
• Распад в сильнокислой среде при комнатной температуре даёт газообразный хлор, кислород и воду: 4HClO = 2Cl2 + 2H2O + O2.
• Распад без восстановителей в слабокислой среде высвобождает кислород и хлороводород: 2HClO ⇄ 2HCl + O2.
• Окислительно-восстановительный контакт с сероводородом рождает осадок серы, воду и хлороводород: HClO + H2S = S + H2O + HCl.
• Реакция с гидроксидом железа (II) переводит металл в трёхвалентную форму: 2Fe(OH)2 + HClO + H2O = 2Fe(OH)3 + HCl.
• Взаимодействие с оксидом свинца (II) даёт свинцовый оксид (IV) и соляную кислоту: PbO + HClO = PbO2 + HCl.
• Любопытен контакт с металлической ртутью, продуктами которого становятся сложное соединение и вода: 2Hg + 2HClO = (HgCl)2O + H2O.

Способы синтеза

Опишем два пути получения кислоты - лабораторный и промышленный.

Лабораторная методика

В лаборатории вещество проще всего получить прямым соединением оксида хлора (I) с водой:

Cl2O + H2O = 2HClO.

Другой вариант - пропускание газообразного хлора сквозь воду:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

Промышленный подход

В промышленности задействуют тот же приём - прямое пропускание газа через воду. Однако целенаправленно производить это соединение почти не имеет смысла: при высоких концентрациях раствора оно быстро распадается обратно.

Особенности реакционной способности

Примечательно, что при образовании хлорноватистой кислоты в водном растворе одновременно присутствуют анионы хлора. Из-за такой двойственности свойств данный гидроксид иногда рассматривают как амфотерный. Тем не менее в роли катиона хлор солей не даёт; единственным исключением служит соединение хлора с фтором (ClF), которое полноценной солью также не считается.

Стоит напомнить, что выраженные кислотные свойства позволяют этой кислоте вступать в реакции нейтрализации с сильными основаниями.

Направления применения

Спектр использования кислоты сравнительно узок и включает:

• отбеливание текстильных материалов;
• роль химического окислителя;
• применение в качестве дезодоранта;
• сферу общественного питания;
• изготовление косметики;
• обеззараживание воды и ряда других продуктов.

Безопасность и воздействие на окружающую среду

Вещество активно применяется человеком - однако несёт ли оно угрозу?

Аспекты безопасности

Согласно специальной классификации опасности, хлорноватистой кислоте присвоен статус «неопасный». В нейтральном растворе она не раздражает и не разрушает кожные покровы, а в свободном виде попросту не существует, распадаясь.

Напротив, соединение проявляет хорошие антисептические качества: оно уничтожает болезнетворные бактерии, грибы и протистов.

Экологический след

Хлорноватистая кислота способна превращать алкены в хлоргидрины. В активированных нейтрофилах (клетках крови) она возникает в ходе окисления и помогает обезвреживать чужеродные объекты. Вещество широко используют для санации воды и при этом не влечёт за собой серьёзных экологических проблем.