Phản ứng điện phân dung dịch natri clorua (NaCl) là một trong những phản ứng điện hóa quan trọng bậc nhất trong ngành công nghiệp hóa học. Khi dung dịch NaCl được điện phân, các phân tử nước và ion trong dung dịch sẽ bị tác động bởi dòng điện một chiều, dẫn đến sự phân ly thành các sản phẩm khác nhau. Quá trình này cho ra ba sản phẩm chính gồm natri hydroxit (NaOH) tan trong dung dịch, khí clo (Cl₂) thoát ra tại cực dương và khí hiđro (H₂) thoát ra tại cực âm.
Phản ứng này không chỉ là một ví dụ điển hình về điện phân dung dịch mà còn là cơ sở cho nhiều quá trình sản xuất công nghiệp hiện đại, đặc biệt là trong công nghiệp hóa chất vô cơ, xử lý nước và sản xuất chất tẩy rửa.
Phương trình hóa học
Phương trình tổng quát biểu diễn phản ứng điện phân dung dịch natri clorua là:
\[NaCl_{(dd)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{dpdd, cmn} NaOH_{(dd)} + Cl_{2 (khí)} + H_{2 (khí)}\]
Cân bằng phương trình:
\[2NaCl_{(dd)} + 2H_2O_{(l)} \xrightarrow{dpdd, cmn} 2NaOH_{(dd)} + Cl_{2 (khí)} + H_{2 (khí)}\]
Phản ứng bao gồm các quá trình riêng biệt xảy ra tại hai điện cực:
Tại cực âm (catot):
\[2H_2O + 2e \to H_2 + 2OH^-\]
Tại cực dương (anot):
\[2Cl^- \to Cl_2 + 2e\]
Điều kiện phản ứng
Để phản ứng điện phân dung dịch NaCl diễn ra một cách hiệu quả, cần đảm bảo một số điều kiện quan trọng sau:
- Dung dịch điện phân: Natri clorua phải được hòa tan trong nước để tạo thành dung dịch điện ly chứa các ion Na⁺ và Cl⁻. Nồng độ NaCl thường dùng trong công nghiệp là dung dịch muối ăn bão hòa hoặc gần bão hòa.
- Nguồn điện một chiều: Phản ứng đòi hỏi dòng điện một chiều có hiệu điện thế khoảng 2.7 – 3.2 V, đủ để tạo thế phân cực vượt ngưỡng cho cả hai phản ứng tại catot và anot.
- Điện cực: Các điện cực sử dụng thường là vật liệu trơ như than chì hoặc titan phủ oxit rutheni để tránh bị ăn mòn.
- Ngăn cách hai điện cực: Trong công nghiệp, quá trình điện phân này thường được thực hiện trong các tế bào có màng trao đổi ion (membrane cell) hoặc tế bào có màng xốp để ngăn sự tái hợp giữa các sản phẩm.
Nguyên lý phản ứng
Nguyên lý điện phân dung dịch dựa trên hiện tượng dòng điện một chiều làm phân ly các chất điện ly thành các ion tự do. Dưới tác dụng của điện trường:
- Các ion dương (cation) di chuyển về phía cực âm (catot), tại đó chúng nhận electron và bị khử.
- Các ion âm (anion) di chuyển về phía cực dương (anot), tại đó chúng nhường electron và bị oxi hóa.
Trong hệ NaCl – H₂O:
- Ion H⁺ từ nước cạnh tranh với Na⁺ tại catot. Do thế điện cực chuẩn của H⁺ (+0.00 V) thấp hơn Na⁺ (−2.71 V), nên H⁺ bị khử ưu tiên thành H₂.
\[H_2O \to H^+ + OH^-\]
\[2H^+ + 2e \to H_2 \uparrow\]
- Ion Cl⁻ cạnh tranh với ion OH⁻ tại anot. Mặc dù OH⁻ có thế điện cực chuẩn thấp hơn Cl⁻, tuy nhiên trong điều kiện dung dịch đậm đặc NaCl và điện thế cao, Cl⁻ bị oxi hóa tạo thành khí Cl₂.
\[2Cl^- \to Cl_2 \uparrow + 2e\]
Do vậy, điện phân dung dịch NaCl không tạo ra Na kim loại, mà cho khí H₂, khí Cl₂ và dung dịch NaOH.
Tổng hợp:
\[2H_2O + 2Cl^- \xrightarrow{dpdd, cmn} Cl_2 \uparrow + H_2 \uparrow + 2OH^-\]
Cách thực hiện phản ứng
Chuẩn bị:
Cần chuẩn bị các thiết bị sau:
- Một bình điện phân chia hai ngăn với ngăn cách bằng màng bán thấm hoặc giấy lọc.
- Dung dịch NaCl khoảng 20 – 25% khối lượng.
- Nguồn điện một chiều có khả năng điều chỉnh hiệu điện thế.
- Hai điện cực than chì hoặc điện cực trơ khác.
- Ống dẫn khí để thu khí Cl₂ và H₂ tách biệt.
Thực hiện:
- Đổ dung dịch NaCl vào bình điện phân.
- Đặt các điện cực vào hai ngăn, đảm bảo cực âm và cực dương được kết nối đúng với nguồn điện một chiều.
- Bắt đầu cấp điện với hiệu điện thế khoảng 2.7 – 3.0 V.
- Sau vài phút, có thể quan sát thấy khí thoát ra tại hai điện cực và pH dung dịch tại cực âm tăng.
Lưu ý:
- Phải đảm bảo khí Cl₂ thoát ra được xử lý đúng cách vì đây là khí độc.
- Không để Cl₂ và H₂ tiếp xúc với nhau vì có thể gây nổ.
- Tránh dùng điện cực kim loại dễ phản ứng với Cl₂ như sắt hoặc đồng.
Nhận biết phản ứng
Nhận biết phản ứng đang xảy ra:
- Quan sát thấy bong bóng khí nhỏ xuất hiện tại cả hai điện cực. Khí tại catot là hydro, không màu, không mùi; tại anot là clo, có màu vàng lục nhạt và mùi hắc.
- Dung dịch xung quanh cực âm trở nên kiềm hơn, có thể kiểm tra bằng giấy quỳ tím chuyển xanh.
Nhận biết sản phẩm cuối cùng:
- Dùng quỳ tím: Khi đưa giấy quỳ vào gần cực âm sẽ thấy chuyển xanh, chứng tỏ có sự hình thành NaOH.
- Dùng giấy tẩm dung dịch hồ tinh bột và KI: Đặt gần khí thoát ra tại cực dương, sẽ chuyển màu xanh đen do khí Cl₂ oxi hóa I⁻ thành I₂.
\[Cl_2 + 2I^- \to I_2 + 2Cl^-\]
\[I_2 + I^- \to [I_3]^-\]
- Khí H₂ nhận biết bằng cách đốt, phát ra tiếng nổ nhẹ.
\[2H_2 + O_2 \xrightarrow{\Delta t} 2H_2O\]
Phân tích chi tiết cơ chế điện phân dung dịch NaCl chuyên sâu
Tổng quan quá trình điện phân dung dịch NaCl
Điện phân dung dịch muối ăn (NaCl) là một phản ứng điện hóa học đặc trưng, đóng vai trò quan trọng trong công nghiệp sản xuất các hợp chất cơ bản như xút (NaOH), khí clo (Cl₂) và khí hiđro (H₂). Phản ứng diễn ra trong một hệ thống gồm hai điện cực nhúng trong dung dịch NaCl loãng hoặc bão hòa, kết nối với nguồn điện một chiều. Khi dòng điện đi qua, các phản ứng oxi hóa – khử xảy ra đồng thời tại hai điện cực, gây ra sự chuyển dịch electron và tái tổ chức phân tử trong dung dịch.
Để điều khiển quá trình điện phân theo hướng mong muốn, người ta sử dụng một màn ngăn – đó có thể là màng trao đổi ion hoặc lớp vật liệu xốp, giúp phân tách hai vùng điện cực, từ đó đảm bảo rằng các sản phẩm điện phân không tương tác trở lại với nhau và tạo thành hợp chất không mong muốn.
Diễn giải chi tiết cơ chế phản ứng điện phân có màn ngăn
Khi dòng điện một chiều được cấp vào hệ thống, điện cực dương (anot) và điện cực âm (catot) bắt đầu gây ra sự phân cực trong dung dịch, làm các ion bắt đầu di chuyển về phía điện cực mang điện tích trái dấu.
Tại anốt – quá trình oxi hóa Cl⁻ thành Cl₂
Ở gần anốt, các ion Cl⁻ từ NaCl vốn đã phân ly hoàn toàn trong nước bắt đầu tiến gần điện cực. Dưới ảnh hưởng của điện thế cao, mỗi ion Cl⁻ mất đi một electron, quá trình này gọi là oxi hóa. Electron bị tách ra được hút về cực dương, đi vào mạch ngoài, còn các ion Cl⁻ sau khi mất electron sẽ trở thành nguyên tử Cl trung hòa.
Tuy nhiên, nguyên tử clo đơn lẻ không bền vững trong môi trường nước. Do đó, hai nguyên tử Cl sau khi mất electron sẽ liên kết cộng hóa trị với nhau, tạo thành phân tử khí Cl₂ – một phân tử bền với liên kết đơn Cl–Cl được hình thành từ cặp electron dùng chung. Phản ứng xảy ra là:
\[2Cl⁻ \rightarrow Cl_{2 (khí)} + 2e\]
Sự tạo thành liên kết Cl–Cl xảy ra khi hai nguyên tử Cl chưa có lớp vỏ electron hoàn chỉnh (thiếu 1 e để đạt cấu hình bền kiểu khí hiếm). Sau khi mất electron, cả hai nguyên tử đều có xu hướng chia sẻ 1 electron để tạo thành một liên kết cộng hóa trị không phân cực.
Tại catốt – quá trình khử nước thành H₂ và OH⁻
Tại điện cực âm, quá trình khử diễn ra. Mặc dù trong dung dịch có mặt ion Na⁺, nhưng năng lượng cần thiết để khử ion kim loại kiềm (như Na⁺) thành kim loại Na trong nước là quá cao. Do đó, phản ứng ưu tiên xảy ra là sự khử phân tử nước – vốn có khả năng chấp nhận electron ở mức thế năng thấp hơn.
Khi nước tiến gần catot, mỗi phân tử H₂O tiếp nhận electron từ điện cực âm, làm đứt gãy liên kết phân cực O–H. Cụ thể, liên kết này vốn đã yếu do sự phân bố không đều của mật độ electron (do độ âm điện của O cao hơn H). Dưới tác dụng của dòng điện, cặp electron liên kết bị “kéo về” phía oxy, tách proton ra ngoài. Hai proton này được trung hòa bằng 2e⁻, kết hợp với nhau để tạo thành phân tử khí H₂. Oxy còn lại giữ lại cặp electron và hình thành ion OH⁻:
\[2H_2O + 2e \rightarrow H_{2 (khí)} + 2OH^-\]
Khí hydro thoát lên dưới dạng bong bóng, trong khi ion OH⁻ tích tụ trong dung dịch và tạo thành xút (NaOH) do Na⁺ từ NaCl ban đầu di chuyển sang ngăn này qua màng ngăn.
Vai trò của màn ngăn trong hệ thống
Trong trường hợp có màn ngăn, sản phẩm tạo thành ở hai điện cực sẽ không thể tiếp xúc trực tiếp. Điều này cực kỳ quan trọng vì khí Cl₂ sinh ra tại anot nếu được phép tiếp xúc với OH⁻ (sinh ra tại catot) sẽ phản ứng ngay lập tức để tạo thành hỗn hợp nước Javen – một chất tẩy rửa công nghiệp:
\[Cl_2 + 2OH^- \rightarrow Cl^- + ClO^- + H_2O\]
Phản ứng này không mong muốn nếu mục tiêu là tách riêng clo, hydro và xút tinh khiết. Do đó, màng ngăn không chỉ ngăn sự tái kết hợp các sản phẩm điện phân mà còn định hướng sự di chuyển của ion Na⁺ sang phía catot – nơi nó kết hợp với OH⁻ để tạo ra dung dịch NaOH.
Vai trò của điện thế và nhiệt độ
Điện thế đưa vào không chỉ cung cấp năng lượng để electron dịch chuyển giữa các điện cực mà còn quyết định khả năng ưu tiên của các phản ứng. Điện thế càng cao, càng dễ kích hoạt phản ứng oxi hóa – khử, nhưng cũng cần được kiểm soát để không gây ra các phản ứng phụ hoặc phá hủy vật liệu điện cực.
Nhiệt độ cao (thường từ 70 đến 90°C) giúp tăng tốc độ phản ứng bằng cách làm tăng năng lượng chuyển động của các ion và phân tử, từ đó làm tăng tốc độ va chạm có hiệu quả và giảm điện trở của dung dịch. Tuy nhiên, nếu nhiệt độ quá cao có thể gây phân hủy màng ngăn hoặc tăng sự khuếch tán không mong muốn.
Quá trình điện phân không có màn ngăn
Nếu loại bỏ màng ngăn ra khỏi hệ thống, quá trình điện phân vẫn diễn ra nhưng với hệ quả khác biệt rõ rệt. Các phản ứng tại điện cực vẫn xảy ra theo đúng cơ chế:
- Cl⁻ bị oxi hóa thành khí Cl₂ tại anot
- H₂O bị khử thành H₂ và OH⁻ tại catot
Tuy nhiên, vì không có rào chắn giữa hai vùng điện cực, khí Cl₂ sinh ra sẽ hòa tan trong nước và phản ứng trực tiếp với OH⁻, sản phẩm của catot. Kết quả là hệ không còn duy trì được các sản phẩm riêng biệt, mà tạo thành hỗn hợp có chứa ion hypochlorite (ClO⁻) – chính là thành phần chính của nước Javen.
Phản ứng phụ xảy ra trong trường hợp không có màn ngăn là:
\[Cl_2 + 2OH^- \rightarrow Cl^- + ClO^- + H_2O\]
Do đó, trong công nghiệp, điện phân không màng ngăn thường được sử dụng để sản xuất nước tẩy rửa thay vì tách riêng clo và xút.
Khí Clo (Cl₂) – Nâng cao
Cấu trúc phân tử và bản chất điện tử của Cl₂
Phân tử khí clo gồm hai nguyên tử Cl liên kết với nhau bằng một liên kết cộng hóa trị đơn (Cl–Cl), không phân cực, vì hai nguyên tử có cùng độ âm điện.
- Cấu hình electron lớp ngoài của Cl là 3s² 3p⁵, chỉ thiếu một electron để đạt cấu hình bền của khí hiếm.
- Khi liên kết, mỗi nguyên tử Cl chia sẻ một electron để hình thành liên kết đơn Cl–Cl, đạt cấu hình bền vững giống khí hiếm (3s² 3p⁶). Tuy vậy, do có đến ba cặp electron không liên kết (non-bonding pairs) trên mỗi nguyên tử clo, mật độ điện tử quanh Cl₂ là rất lớn, tạo nên vùng điện tử đậm đặc, dễ bị phân cực.
- Liên kết Cl–Cl khá yếu, năng lượng liên kết chỉ khoảng 242 kJ/mol, thấp hơn so với liên kết O=O (498 kJ/mol), làm cho Cl₂ dễ bị phân cắt đồng ly trong nhiều phản ứng, đặc biệt dưới ánh sáng tia tử ngoại, sinh ra hai gốc tự do Cl•.
Cơ chế gốc tự do này là nền tảng hình thành tính chất hóa học nổi bật: Clo là phi kim hoạt động mạnh, dễ thu electron (oxi hóa) các chất khác để trở thành ion Cl⁻.
Tính chất vật lý nổi bật
- Khí màu vàng lục nhạt, mùi hắc, độc hại, gây ngạt
- Nặng hơn không khí, tan được trong nước tạo “nước clo”
- Dễ hóa lỏng, điểm sôi -34°C, dễ hóa lỏng trong công nghiệp
Tính oxi hóa mạnh và cơ chế phản ứng điện tử
Phản ứng với kim loại (tạo muối halogenua)
Cơ chế phản ứng giữa Cl₂ và kim loại là phản ứng oxi hóa – khử, trong đó clo bị khử từ mức oxi hóa 0 về -1, còn kim loại bị oxi hóa từ 0 lên mức dương.
Ví dụ với natri:
Bước 1: Natri nguyên tử (Na) có electron lớp ngoài 3s¹, dễ mất 1e⁻ → Na⁺
Bước 2: Phân tử Cl₂ tách đôi liên kết Cl–Cl, mỗi nguyên tử Cl nhận 1e⁻ → Cl⁻
Phản ứng tổng: \[2Na + Cl_2 \to 2NaCl\]
Phản ứng tỏa nhiệt rất mạnh, thường gây cháy. Tương tự xảy ra với Mg, Al, Fe, v.v…
Phản ứng với hiđro (tạo HCl) – Cơ chế quang hóa
Phản ứng giữa H₂ và Cl₂ xảy ra bùng nổ dưới ánh sáng theo cơ chế chuỗi radical (gốc tự do):
Giai đoạn khởi đầu (phân cắt đồng ly – homolysis):
\[Cl_2 \to 2Cl \cdot \quad \text{(dưới tia tử ngoại)}\]
Giai đoạn lan truyền:
\[Cl \cdot + H_2 \to HCl + H\cdot\]
\[H \cdot + Cl_2 → HCl + Cl \cdot\]
Chuỗi phản ứng được duy trì do Cl• và H• là gốc tự do rất hoạt động.
Giai đoạn kết thúc:
\[Cl \cdot + Cl \cdot \to Cl_2\]
\[H \cdot + H \cdot \to H_2\]
\[H \cdot + Cl \cdot \to HCl\]
Phản ứng cực kỳ mạnh, giải phóng năng lượng lớn, dễ gây cháy nổ.
Phản ứng với dung dịch kiềm – Phản ứng phân hủy không đối xứng
Tùy theo nhiệt độ và loại kiềm, Cl₂ phản ứng khác nhau.
a) Với kiềm lạnh (NaOH loãng, nhiệt độ thường):
\[Cl_2 + 2NaOH \to NaCl + NaClO + H_2O\]
Một nguyên tử clo bị khử thành NaCl, một nguyên tử bị oxi hóa thành NaClO (chứa Cl⁺).
b) Với kiềm nóng (NaOH đậm đặc, đun nóng):
\[3Cl_2 + 6NaOH \to 5NaCl + NaClO_3 + 3H_2O\]
Đây là phản ứng tự oxi hóa – khử nâng cao, Cl⁻ và Cl⁵⁺ (trong ClO₃⁻) cùng xuất hiện. Phản ứng này tạo muối clorat, dùng trong tẩy trắng, pháo hoa.
Phản ứng đặc biệt của Cl₂ với các hợp chất hữu cơ theo cơ chế gốc tự do
Khi tiếp xúc với ánh sáng hoặc nhiệt, phân tử Cl₂ phân ly thành hai gốc tự do Cl•. Đây là những phân tử có electron độc thân, rất dễ phản ứng.
Ví dụ điển hình là khi khí clo tiếp xúc với metan (CH₄) trong điều kiện có ánh sáng, chuỗi phản ứng khởi phát như sau:
\[CH_4 + \frac{x}{2}Cl_2 \xrightarrow{as} CH_{(4-x)}Cl_x + xHCl \quad (x = 1,2,3,4)\]
Bước khởi động: ánh sáng cung cấp năng lượng cho phân tử Cl₂, bẻ gãy liên kết Cl–Cl và tạo hai gốc Cl•
Bước lan truyền: một gốc Cl• tiếp xúc với phân tử CH₄, chiếm lấy một nguyên tử hydro bằng cách tạo liên kết Cl–H, đồng thời sinh ra gốc CH₃•
Gốc CH₃• vừa sinh ra sẽ tấn công một phân tử Cl₂ mới, chiếm lấy một nguyên tử clo, tạo thành CH₃Cl (metyl clorua) và tái tạo một gốc Cl•
Gốc Cl• mới lại tiếp tục chuỗi phản ứng, cho đến khi các gốc gặp nhau và phản ứng kết thúc
Phản ứng này có thể tiếp diễn, tạo ra CH₂Cl₂, CHCl₃ và CCl₄ tùy theo điều kiện. Điểm đặc biệt ở đây là khả năng tham gia vào chuỗi phản ứng tự duy trì của Cl₂ qua trung gian gốc tự do – điều mà không phải phi kim nào cũng làm được.
Tính chất tạo electrophile Cl⁺ trong xúc tác acid Lewis và vai trò đặc biệt trong phản ứng Friedel–Crafts
Cl₂ là một phân tử trung tính, nhưng khi tác dụng với acid Lewis mạnh như AlCl₃ (hoặc FeCl₃), một nguyên tử clo trong phân tử Cl₂ có thể nhường electron cho AlCl₃, tạo ra ion phức [AlCl₄]⁻ và một cation Cl⁺. Cation này là một electrophile rất mạnh, do clo ở đây mất electron, mang điện tích dương, và do đó có thể tấn công vào các vị trí giàu electron như vòng thơm.
Trong phản ứng thế điện tử aromatic kiểu Friedel–Crafts, ion Cl⁺ này đóng vai trò là tác nhân thế, thế vào vòng benzen để tạo ra clorobenzen. Cl₂ bản thân không thể tấn công trực tiếp vào vòng thơm nếu không có acid Lewis tạo ra Cl⁺. Việc Cl₂ có thể phân cực đến mức tạo ra Cl⁺ nhờ xúc tác cho thấy đây là một phân tử có tiềm năng phân cực cao, phản ứng linh hoạt.
\[Cl_2 + C_6H_6 \xrightarrow{AlCl_3/FeCl_3} C_6H_5Cl + HCl\]
Cơ chế:
- AlCl₃ là acid Lewis, nhận 1 Cl⁻ từ Cl₂, tạo cation Cl⁺
- Cl⁺ là electrophile mạnh, tấn công vòng benzen tạo vòng thơm bị thế
- Sau đó vòng hồi phục tính thơm bằng nhả 1 proton.
Phản ứng với các hợp chất khử mạnh theo cơ chế electron nội phân tử
Cl₂ có thể phản ứng mạnh với các hợp chất có khả năng cho electron như H₂S, SO₂, hoặc ion Fe²⁺. Trong những phản ứng này, clo đóng vai trò chất oxi hóa, nhận electron để chuyển thành ion Cl⁻. Một điểm đặc biệt là nhiều trong số những phản ứng này có thể xảy ra ngay trong dung dịch, không cần xúc tác hay nhiệt độ cao.
Ví dụ, khi clo tiếp xúc với khí H₂S trong nước, một nguyên tử clo nhận electron từ lưu huỳnh trong H₂S và bị khử thành ion Cl⁻, còn lưu huỳnh bị oxi hóa thành S⁰. Điểm đặc biệt là phản ứng này rất nhanh, tỏa nhiệt, và có thể xảy ra ở điều kiện thường – điều chứng tỏ tính háo electron của Cl₂ rất mạnh, so với các phi kim cùng nhóm như Br₂ hay I₂.
Ví dụ: \[H_2S + Cl_2 \to S \downarrow + 2HCl\]
\[SO_2 + Cl_2 + 2H_2O \to H_2SO_4 + 2HCl\] Đây là các phản ứng ứng dụng trong phân tích hóa học và xử lý nước thải.
Khả năng phản ứng phân tử học đặc biệt trong môi trường nước
Một tính chất đặc trưng và đặc biệt của Cl₂ là khi hòa tan trong nước, phân tử Cl₂ không chỉ đơn thuần tan vật lý mà còn tham gia phản ứng hóa học tạo HCl và HClO. Đây là phản ứng phân tách không đối xứng, tương tự như phản ứng với kiềm nhưng xảy ra ngay trong môi trường trung tính. Một phần Cl₂ bị khử về Cl⁻ trong HCl, phần còn lại bị oxi hóa thành Cl⁺ trong HClO. Axit hypoclorơ (HClO) là một axit yếu nhưng có khả năng oxi hóa mạnh, là tác nhân sát trùng chủ lực trong nước clo.
Cơ chế phân tử có thể hình dung là một phân tử nước đóng vai trò cầu nối giữa hai nguyên tử clo, tạo môi trường phân cực và cung cấp proton để tách một nguyên tử Cl thành HCl, trong khi nhóm OH⁻ còn lại tạo liên kết với clo còn lại thành HClO.
Ứng dụng của phản ứng và sản phẩm
Sản phẩm NaOH: Là một bazơ mạnh, được sử dụng rộng rãi trong:
- Ngành công nghiệp xà phòng và chất tẩy rửa.
- Sản xuất giấy (quy trình Kraft).
- Xử lý nước thải, trung hòa axit.
- Tổng hợp các hợp chất hữu cơ và vô cơ khác.
Khí Cl₂: Có ứng dụng lớn trong:
- Tẩy trắng vải, giấy.
- Diệt khuẩn trong xử lý nước sinh hoạt.
- Sản xuất PVC (polyvinyl clorua) và nhiều hợp chất hữu cơ chứa clo.
Khí H₂: Dùng trong:
- Sản xuất amoniac (quy trình Haber).
- Làm nhiên liệu sạch trong pin nhiên liệu hydro.
- Khử oxi trong luyện kim và tổng hợp hữu cơ.
