Вещество cl: Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

ПродажаПроизводствоДоставка

Хлор (от греч. χλωρ?ς — «зелёный») — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор^[2]).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

История открытия хлора

Впервые газообразный безводный хлороводород собрал Дж. Присли в 1772г. (над жидкой ртутью). Впервые хлор был получен в 1774 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора ³⁵Cl и ³⁷Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂ · 6h3O, карналлита KCl · MgCl₂ · 6Н₂O, каинита KCl · MgSO₄ · 3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л^[3]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,017 %, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Физические и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Некоторые физические свойства хлора

 

Свойство	Значение
Цвет (газ)	Жёлто-зелёный
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−100 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400 °C
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Сродство к электрону атома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления	6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения	20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х	243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х	1150 (кДж/моль)
Энергия ионизациии	1255 (кДж/моль)
Энергия сродства к электрону	349 (кДж/моль)
Атомный радиус	0,073 (нм)
Электроотрицательность по Полингу	3,20
Электроотрицательность по Оллреду-Рохову	2,83
Устойчивые степени окисления	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

 

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу 

P4₂/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å .

Растворимость

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
Вода[8] (0 °C)	1,48
Вода (20 °C)	0,96
Вода (25 °C)	0,65
Вода (40 °C)	0,46
Вода (60 °C)	0,38
Вода (80 °C)	0,22
Тетрахлорметан (0 °C)	31,4
Тетрахлорметан (19 °C)	17,61
Тетрахлорметан (40 °C)	11
Хлороформ	Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4	Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl

2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07×10⁻⁴%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10²² раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

 

Валентность	Возможные степени окисления	Электронное состояние валентного уровня	Пример соединений
I	+1, −1	3s2 3p5	NaCl, NaClO
III	+3	3s2 3p4 3d1	NaClO2
V	+5	3s2 3p3 3d2	KClO3
VII	+7	3s1 3p3 3d3	KClO4

 

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO₂ и Cl₂O₆. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl₂ + 2Na → 2NaCl

3Cl₂ + 2Sb → 2SbCl₃

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl₂ + 3F₂ (изб.) → 2ClF₃

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl₂ + H₂S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H₅Cl + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl₃ или FeCl₃):

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Способы получения

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O₂ → 2H₂O + 2Cl₂

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H₂О → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Анод: 2Cl⁻ — 2е⁻ → Cl₂⁰↑

Катод: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H₂O → 1,00 Cl₂↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H₂↑

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твёрдым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизёра непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

 

Мембранный метод с твёрдым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизёра служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

 

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

 

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

 

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

• В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы.
  Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
• Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
• Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.
• Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
• Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.
• В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
• В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
• В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
• Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

 

Биологическая роль

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения черезмембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. Вжелудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na⁺/K⁺ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO₃⁻ (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредствомлистопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

 

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной растворомсульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl.

Основаны на процессе окисления анионов Cl^—

2Cl^—— 2e^— = Cl₂⁰

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н₂O = Cl₂↑ + 2NaOH + H₂↑

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO₂ = Cl₂↑ + МпCl₂ + 2Н₂O

16НСl + 2КМпО₄ = 5Cl₂↑ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8Н₂O

6HCl + КСlO₃ = ЗCl₂↑ + KCl + 3Н₂O

14HCl + К₂Сr₂O₇ = 3Cl₂↑ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7Н₂O

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl^—:

Cl₂⁰+ 2e^— = 2Cl^—

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Примеры:

Cl₂+ 2Na = 2NaCl

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Примеры:

Cl₂ + Сu = CuCl₂

3Cl₂ + 2Аu = 2AuCl₃

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O₂, N₂, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Примеры:

Cl₂ + Н₂ =2НС1

Cl₂ + 2S (расплав) = S₂Cl₂

ЗCl₂ + 2Р = 2РCl₃ (или РCl₅ — в избытке Cl₂)

2Cl₂ + Si = SiCl₄

3Cl₂ + I₂ = 2ICl₃

Примеры:

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl

Cl₂ + 2KI = I₂ + 2KCl

Cl₂ + 2HI = I₂ + 2HCl

Cl₂ + H₂S = S + 2HCl

ЗСl₂ + 2NH₃ = N₂ + 6HCl

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl^—, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO^— или ClO₃^—.

Cl₂ + Н₂O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl₂ + 2КОН =KCl + KClO + Н₂O

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂O

3Cl₂ + 2Са(ОН)₂ = CaCl₂ + Са(ClO)₂+ 2Н₂O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO₃ и Са(ClO)₂ — гипохлориты; КClO₃ — хлорат калия (бертолетова соль).

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H₂C=CH₂ + Cl₂ → ClH₂C-CH₂Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl₂ → Cl₂HC-CHCl₂ 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F₂ = Сl₂ + 2HF

4HCl + O₂ = 2Сl₂ + 2Н₂O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

1. Синтез из простых веществ:

Н₂ + Cl₂ = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H₂SO₄ на хлориды:

H₂SО₄(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО₄ (при слабом нагревании)

H₂SО₄(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na₂SО₄ (при очень сильном нагревании)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н₂O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н⁺

HCl → H⁺ + Cl^—

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl₂ + Zn = ZnCl₂ + H₂

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl₂ + Н₂O

6HCl + Аl₂O₃ = 2АlCl₃ + ЗН₂O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН)₂ = CaCl₂ + 2Н₂О

3HCl + Аl(ОН)₃ = АlСl₃ + ЗН₂O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО₃ = CaCl₂ + СO₂ + Н₃O

HCl + C₆H₅ONa = С₆Н₅ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH₃ = NH₄Cl

Реакции с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. Анион Cl^—окисляется до свободного галогена:

2Cl^—— 2e^— = Cl₂⁰

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH₂ + HCl → [RNH₃]⁺Cl^—

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

гипохлориты	хлориты	хлораты	перхлораты
NaClOKClOCa(ClO)2	Ca(ClO2)2	KClO3 бертолетова сольMg(ClO3)2	KClO4NaClO4NH4ClO4

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь — смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H₂O

Chlorine (Cl) — Chemical properties, Health and Environmental effects

1. Home
2. Periodic table
3. Elements
4. Chlorine

Atomic number 17 Атомная масса 35,453 г. моль -1 Электроотрицательность по Полингу 3.0 Density 3.21*10 -3 g.cm -3 at 20 °C Melting point -101 ° C кипящая точка -34,6 ° C VanderWAALD VanderWAALD VanderWAALL Vanderwaals .0022 0,127 нм Ионный радиус 0,184 (-2) нм ; 0.029 nm (+6) Isotopes 4 Electronic shell [Ne] 3s 2 3p 5 Энергия первой ионизации 1255. 7 kJ.mol -1 Energy of second ionisation 2298 kJ.mol -1 Energy of third ionisation 3822 kJ.mol -1 Стандартный потенциал — 1,36 В Обнаружена .0021

Хлор Обнаружен в 1774 году Карлом Вильгельмом Шееле. Хлор получил свое название в 1810 году от Гемфри Дэви, который настаивал на том, что на самом деле это элемент. Чистый химический элемент имеет физическую форму двухатомного зеленого газа. Название хлор происходит от слова «хлорос», что означает «зеленый» и относится к цвету газа. Газообразный хлор в два с половиной раза тяжелее воздуха, имеет крайне неприятный удушливый запах и чрезвычайно ядовит. В жидкой и твердой форме он является сильным окислителем, отбеливающим и дезинфицирующим средством. Этот элемент является частью ряда галогенов, образующих соли. Его извлекают из хлоридов путем окисления и электролиза. Газообразный хлор имеет зеленовато-желтый цвет и легко соединяется почти со всеми другими элементами. Области применения Хлор является важным химическим веществом для очистки воды, дезинфицирующих средств, отбеливателей и горчичного газа. Хлор также широко используется в производстве многих продуктов и предметов прямо или косвенно, т. е. в производстве бумажных изделий, антисептиков, красителей, продуктов питания, инсектицидов, красок, нефтепродуктов, пластмасс, лекарств, текстиля, растворителей и многих других потребительских товаров. товары. Используется для уничтожения бактерий и других микробов в питьевой воде. Хлор используется при обработке древесной массы для производства бумаги, отбеливатель также используется в промышленности для удаления чернил с макулатуры. Хлор часто придает органическим соединениям многие желаемые свойства, когда он заменяет водород (синтетический каучук), поэтому он широко используется в органической химии, при производстве хлоратов, хлороформа, четыреххлористого углерода и при экстракции брома. Хлор в окружающей среде В природе встречается только в сочетании с другими элементами, главным образом с натрием, в виде поваренной соли (NaCl), а также в карналлите и сильвите. Хлориды составляют большую часть солей, растворенных в земных океанах: около 1,9 % массы морской воды составляют ионы хлора. Количество хлоридов в почвах зависит от расстояния до моря. Среднее значение в верхних слоях почвы составляет около 10 частей на миллион. Растения содержат различное количество хлора; это незаменимый микроэлемент для высших растений, где он концентрируется в хлоропластах. Рост страдает, если количество хлоридов в почве падает ниже 2 частей на миллион, но это случается редко. Верхний предел допуска варьируется в зависимости от культуры. Хлор является высокоактивным газом. Это природный элемент. Крупнейшими потребителями хлора являются компании, производящие дихлорид этилена и другие хлорсодержащие растворители, поливинилхлоридные (ПВХ) смолы, хлорфторуглероды и оксид пропилена. Бумажные компании используют хлор для отбеливания бумаги. В водоочистных сооружениях и очистных сооружениях используется хлор для снижения содержания в воде микроорганизмов, которые могут передавать болезни людям (дезинфекция). Воздействие хлора может произойти на рабочем месте или в окружающей среде в результате выбросов в воздух, воду или землю. Люди, которые используют отбеливатель для стирки и химикаты для бассейнов, содержащие хлорсодержащие продукты, обычно не подвергаются воздействию самого хлора. Хлор обычно встречается только в промышленных условиях. Хлор попадает в организм при вдыхании с загрязненным воздухом или при употреблении с зараженной пищей или водой. Он не остается в организме из-за своей реактивности. Воздействие хлора на здоровье человека зависит от количества присутствующего хлора, а также от продолжительности и частоты воздействия. Последствия также зависят от состояния здоровья человека или состояния окружающей среды в момент воздействия. Вдыхание небольших количеств хлора в течение коротких периодов времени неблагоприятно влияет на дыхательную систему человека. Эффекты различаются от кашля и боли в груди до задержки воды в легких. Хлор раздражает кожу, глаза и дыхательную систему. Эти эффекты маловероятны при уровнях хлора, обычно присутствующих в окружающей среде. Влияние на здоровье человека, связанное с вдыханием или иным образом потреблением небольших количеств хлора в течение длительного периода времени, неизвестно. Некоторые исследования показывают, что у рабочих развиваются неблагоприятные последствия от повторного вдыхания хлора, а другие — нет. Хлор растворяется при смешивании с водой. Он также может выходить из воды и попадать в воздух при определенных условиях. Наиболее прямые выбросы хлора в окружающую среду происходят в воздух и в поверхностные воды. Оказавшись в воздухе или в воде, хлор вступает в реакцию с другими химическими веществами. Он соединяется с неорганическим материалом в воде с образованием хлоридных солей и с органическим материалом в воде с образованием хлорированных органических химических веществ. Из-за своей реакционной способности хлор маловероятен для прохождения через землю и попадания в грунтовые воды. Растения и животные вряд ли могут хранить хлор. Однако лабораторные исследования показывают, что повторное воздействие хлора в воздухе может повлиять на иммунную систему, кровь, сердце и дыхательную систему животных. Хлор наносит вред окружающей среде в небольших количествах. Особенно вреден хлор для организмов, обитающих в воде и в почве. Дополнительная информация о воздействии таких газов, как хлор, на пресноводные экосистемы Назад к периодической диаграмме. Рекомендуемая суточная доза хлора

Еще из «Элементов»

Актиний

Silver

Aluminum

Americium

Argon

Arsenic

Astatine

Gold

Boron

Barium

Beryllium

Bohrium

Bismuth

Berkelium

Bromine

Carbon

Calcium

Cadmium

Церий

Калифорний

Кюрий

Кобальт

Хром

Цезий

Медь

Dubnium

Darmstadtium

Dysprosium

Erbium

Einsteinium

Europium

Fluorine

Iron

Fermium

Francium

Gallium

Gadolinium

Germanium

Hydrogen

Helium

Hafnium

Ртуть

Гольмий

Хассий

Йод

Индий

Иридий

Калий

Krypton

Lanthanum

Lithium

Lawrencium

Lutetium

Mendelevium

Magnesium

Manganese

Molybdenum

Meitnerium

Nitrogen

Sodium

Niobium

Neodymium

Neon

Nickel

Нобелий

Нептуний

Кислород

Осмий

Фосфор

Протактиний

Lead

Palladium

Promethium

Polonium

Praseodymium

Platinum

Plutonium

Radium

Rubidium

Rhenium

Rutherfordium

Roentgenium

Rhodium

Radon

Ruthenium

Sulfur

Сурьма

Скандий

Селен

Сиборгий

Кремний

Самарий

Олово

Стронций

Тантал

Тербий

Технеций

Теллур

Торий

хлор | Использование, свойства и факты

хлор

См. все средства массовой информации

Ключевые люди:

Карл Вильгельм Шееле Майкл Фарадей сэр Хамфри Дэви

Похожие темы:

химический элемент галоген отбеливать дефицит хлора хлор-36

Просмотреть весь связанный контент →

Резюме

Прочтите краткий обзор этой темы

хлор (Cl) , химический элемент, второй по легкости член галогенных элементов, или Группа 17 (Группа VIIa) периодической таблицы. Хлор — это токсичный, едкий газ зеленовато-желтого цвета, который раздражает глаза и дыхательную систему.

Свойства элемента

атомный номер	17
.
плотность (1 атм, 0 °C или 32 °F)	3,214 г/литр (0,429 унции/галлон)
степени окисления	−1, +1, +3, +5, + 7
электронная конфигурация	1 с 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 5

. несколько тысяч лет. Это основная составляющая солей, растворенных в морской воде, из которой ее получали в Древнем Египте путем выпаривания. В римские времена солдатам частично платили солью ( салариум , корень современного слова оклад ). В 1648 году немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер получил сильную кислоту, которую он назвал соляным спиртом, нагревая влажную соль в угольной печи и конденсируя пары в ресивере. Позже он получил тот же продукт, который теперь известен как соляная кислота, путем нагревания соли с серной кислотой.

В 1774 году шведский химик Карл Вильгельм Шееле обработал порошкообразный черный оксид марганца соляной кислотой и получил зеленовато-желтоватый газ, который ему не удалось распознать как элемент. Истинная природа газа как элемента была установлена ​​в 1810 году английским химиком Гемфри Дэви, который позднее назвал его хлором (от греческого хлорос , что означает «желтовато-зеленый») и объяснил его отбеливающее действие.

Наличие и распространение

Помимо очень небольших количеств свободного хлора (Cl) в вулканических газах, хлор обычно встречается только в форме химических соединений. Он составляет 0,017 процента земной коры. Природный хлор представляет собой смесь двух стабильных изотопов: хлора-35 (75,53%) и хлора-37 (24,47%). Наиболее распространенным соединением хлора является хлорид натрия, который встречается в природе в виде кристаллической каменной соли, часто обесцвеченной примесями. Хлорид натрия также присутствует в морской воде, средняя концентрация которой составляет около 2 процентов этой соли. Некоторые моря, не имеющие выхода к морю, такие как Каспийское море, Мертвое море и Большое Соленое озеро в штате Юта, содержат до 33 процентов растворенной соли. Небольшие количества хлорида натрия присутствуют в крови и в молоке. Другими хлорсодержащими минералами являются сильвит (хлорид калия [KCl]), бишофит (MgCl ₂ ∙6H ₂ O), карналлит (KCl∙MgCl ₂ ∙6H ₂ O) и каинит (KCl∙MgSO ₄ ∙3H _{2 O 9).}