Физические свойства
6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.
Способы получения
Промышленный
Лабораторные
Окисление конц. HCI различными окислителями:
Химические свойства
Реакции с металлами
Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
Реакции с неметаллами
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.
Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений
Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей
Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
Взаимодействие хлора с органическими веществами
а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ
б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
Хлороводород и соляная кислота
Газообразный хлороводород
Физические и химические свойства
Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).
Способы получения
1. Синтез из простых веществ:
2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
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.
Химические свойства соляной кислоты
1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +
а) с металлами (до Н):
б) с основными и амфотерными оксидами:
в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
г) с солями более слабых кислот:
Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:
Реакции с органическими соединениями
а) с аминами (как органическими основаниями)
б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)
Оксиды и оксокислоты хлора
Хлор (Cl, Chlorine)
История хлора
В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.
Общая характеристика хлора
Хлор (от греческого χλωρός – зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl ( от латинского Chlorum).
Нахождение в природе
Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.
Физические и химические свойства
Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном, в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.
Суточная потребность в хлоре
В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.
Продукты питания богатые хлором
Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль – особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат яйца, морепродукты, мясо, горох, фасоль и чечевица, гречка и рис, оливки.
Взаимодействие с другими
Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется калием, натрием и хлором.
Признаки нехватки хлора
Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма – сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.
Признаки избытка хлора
Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта. Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.
Полезные свойства хлора и его влияние на организм
Хлор в организме человека:
Применение хлора в жизни
Основное применение хлора – химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором – практически единственный доступный способ очистки воды.
Хлор и его соединения
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Реакции с соединениями других галогенов:
Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получение хлора в промышленности:
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).
Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.
Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg2Сl2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.
Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:
Получение НСl в промышленности — сжигание Н2 в Сl2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:
Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.
Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.
В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl2. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.
Хлорид кальция СаСl2. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl2 6Н2О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.
Уравнения важнейших реакций:
Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO4, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.
Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:
Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:
Хлорид железа(II) FеСl2. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе2Сl4. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Применяется для синтеза FеСl и Fе2О3, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl2 + Н2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)
5Fе 2+ + 8Н + + МnО — 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н2O
6Fе 2+ + 14Н + + Сr2O7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н2O
Fе 2+ + S 2- (разб.) = FеS↓
Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:
(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).
Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.
Уравнения важнейших реакций:
Качественная реакция на ион NН4 + — выделение NН3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.
Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: взаимодействие NH3 с НСl в газовой фазе или NН3 Н2О с НСl в растворе.
Гипохлорит кальция Са(СlО)2. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl2 и Са(ОН)2. Уравнения важнейших реакций:
Хлорат калия КСlO3. Соль хлорноватой кислоты НСlO3, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.
Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.
Уравнения важнейших реакций:
Получение КСlO3в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO3 выделяется на аноде):
Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем
Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).
Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.
Уравнения важнейших реакций:
5Вr — + 6Н + + ВrО3 — = 3Вr 2 + 3Н2O
Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I2 за счет комплексообразования.
Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
10I — + 16Н + + 2МnO4 — = 5I2↓ + 2Мn 2+ + 8Н2O
Основные сведения о хлоре как химическом элементе
История открытия хлора
Хлор — химический элемент с атомным номером 17. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов, находится в третьем периоде таблицы. Обозначается символом Cl. Активный неметалл. Галоген. Молекула хлора состоит из двух атомов. Кристаллическая решетка хлора ромбическая. Молярная масса хлора (M (Cl)) составляет 35,446-35,457 г/моль.
Ковалентная связь хлора:
В 1772 году Джозеф Пристли впервые получил первое соединение с хлором — газообразный хлороводород.
В 1774 году хлор был получен шведским ученым Вильгельмом Шееле, который описал выделение хлора при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой: 4 H C l + M n O 2 = C l 2 + M n C l 2 + 2 H 2 O
Шееле вывел хлор со следующими характеристиками:
Однако Вильгельм, используя теорию флогистона, сделал предположение о том, что хлор состоит из дефлогистированной муриевой (соляной) кислоты.
В 1810 году Г. Дэви с помощью процесса электролиза разложил поваренную соль на хлор и натрий, тем самым доказав элементарную природу хлора. В 1811 году ученый предложил новое название для элемента — «хлорин». А спустя год Ж. Гей-Люссак доработал окончательное название, которое мы используем по сей день — хлор. В 1811 также Иоганн Швейгер хотел предложить для хлора название галоген, но вскоре для всей 17 группы элементов закрепился этот термин.
В 1826 году химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом была определена точная атомная масса хлора 35,446. 35,457 а. е. м
Физические и химические свойства
К физическим свойствам хлора относят:
К химическим свойствам относят:
C l 2 + 2 H B r → B r 2 + 2 H C l — при таких реакциях хлор вытесняет бром из соединений с водородом или металлом;
2 N a + C l 2 → 2 N a C l — при взаимодействии натрия и хлора мы получаем хлорид натрия;
2 F e + 3 C l 2 → 2 F e C l 3 — при взаимодействии железа и хлора мы получим хлорид железа(III);
C l 2 + H 2 O ⇄ H C l + H C l O
C l 2 + 2 N a O H → N a C l + N a C l O + H 2 O ;
H 2 + C l 2 → 2 H C l ;
Строение электронной оболочки
Электронная оболочка — совокупность всех электронов в атоме, которые окружают ядро.
На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. За счет присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и прочие степени окисления.
Обратимся к схеме возбужденных состояний атомов хлора:
| Валентность | Возможные степени окисления | Электронное состояние валентного уровня | Пример соединений |
|---|---|---|---|
| I | +1, −1, 0 | 3s2 3p5 | NaCl, NaClO, Cl2 |
| III | +3 | 3s2 3p4 3d1 | NaClO2 |
| V | +5 | 3s2 3p3 3d2 | KClO3 |
| VII | +7 | 3s1 3p3 3d3 | KClO4 |
Нахождение в природе
Биологическая роль хлора
Ионы хлора жизненно необходимы растениям, потому что они участвуют в энергетическом обмене у растений. Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Каждый день с пищей человек получает 3-6 г хлора, что абсолютно покрывает потребность в этом элементе откуда-либо из внешней среды.
Хлорные каналы присутствуют во многих типах митохондриальных мембран, скелетных мышцах и клетках. Эти каналы выполняют исключительные функции в нормализации объема жидкости, участвуют в поддержании кислотно-щелочного баланса — рН клеток. Всасывание хлора происходит в толстой кишке.
Получение и применение хлора
Получение хлора в химии
Хлор, который производят, хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет.
В настоящее время химические методы получения хлора не используют, так как они являются очень ресурсозатратными и малоэффективными.
Метод Дикона
В 1867 году ученым химиком Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха: 4 H C l + O 2 → 2 H 2 O + 2 C l 2 ↑
Современные лабораторные методы
На данный момент хлор используется в лабораториях в баллонах.
Для того чтобы получить небольшое количество хлора, обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода более сильными окислителями. Чаще всего это перманганат калия или диоксид марганца: 2 K M n O 4 + 16 H C l → 2 K C l + 2 M n C l 2 + 5 C l 2 ↑ + 8 H 2 O
Электрохимические методы
При невозможности использования сжиженного хлора в баллонах, используют электрохимические методы.
В промышленности применяются три варианта электрохимического метода: два из них — электролиз с твердым катодом, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). При таких методах качество получаемого хлора почти не отличается.
Мембранный метод
Мембранный метод производства хлора наиболее энергоэффективен, но при этом довольно сложен в организации и эксплуатации.
В мембранном методе катодное и анодное пространства полностью разделены непроницаемой для анионов катионообменной мембраной. Поэтому в мембранном электролизере два потока.
В анодное пространство поступает поток раствора соли. А в катодное — деионизированная вода. Все потоки предварительно очищаются от всевозможных примесей.
Применение хлора
Реакции с органическими веществами
Замещение атомов водорода в молекулах О В :
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов: C 6 H 6 + C l 2 → C 6 H 5 C l + H C l
Особенности работы с хлором
Галогены
Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.
Общая характеристика элементов VIIa группы
От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.
Природные соединения
Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.
Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.
В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.
Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.
Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.
F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)
Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉
Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.
KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)
Галогеноводороды
В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.
В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.
Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.
KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)
Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.
В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.