№17 Хлор
Хлор в сферической ампуле
(фото сайта periodictable.ru)
При добавлении капли серной кислоты к смеси бертоллетовой соли с сахаром происходит яркая вспышка |
в |
Впервые хлор был получен в 1772 г.
Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2OШееле 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.
Название элемента происходит от греческого clwroz – “зелёный”.
Нахождение в природе, получение:
Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор – самый распространённый галоген.
Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2·6H2O, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О.
Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов. В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H2О => H2 + Cl2 + 2NaOH
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
Физические свойства:
При нормальных условиях хлор – жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде (“хлорная вода”). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Химические свойства:
Хлор очень активен – он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов).
Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaClПри растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl; Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH3-CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl
CH2=CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Важнейшие соединения:
Хлороводород HCl – бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке.
Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли – хлориды – твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды – соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl2O., газ буровато-желтого цвета с резким запахом.
Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде.
Соли – гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H2O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO2, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается.
Кислота средней силы, соли – хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO2.
Оксид хлора(IV) ClO2, – зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, …
Хлорноватая кислота , HClO3 – в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClO4. Соли – хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны.
Хлорат калия (бертолетова соль) – KClO3, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO4, в водных растворах хлорная кислота – самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли – перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).
Применение:
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: – В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука; – Для отбеливания ткани и бумаги; – Производство хлорорганических инсектицидов – веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений; – Для обеззараживания воды – “хлорирования”; – 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.
Биологическая роль и токсичность:
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 через мембрану клеток.
Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Хлор в виде простого вещества ядовит, 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.
Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.
Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева: http://www.onx.distant.ru/elements/17-Cl_soed.html
КонТрен – Химия для школьников, студентов, учителей …подготовка к экзаменам и олимпиадам |
Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info17.htm
Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl
Cl2 при об. Т – газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха – в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.
Основаны на процессе окисления анионов Cl-
2Cl– 2e- = Cl20
Промышленный
Электролиз водных растворов хлоридов, чаще – NaCl:
2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2↑
Лабораторные
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
Химические свойства
Хлор – очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl-:
Cl20+ 2e- = 2Cl-
Реакции с металлами
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
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.
Примеры:
Cl2 + Н2 =2НС1
Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2
ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)
2Cl2 + Si = SiCl4
3Cl2 + I2 = 2ICl3
Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений
Примеры:
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
Cl2 + H2S = S + 2HCl
ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl
Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей
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).
Взаимодействие хлора с органическими веществами
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
Газообразный хлороводород
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
Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).
Способы получения
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)
Водный раствор HCl – сильная кислота (хлороводородная, или соляная)
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+
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, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:
2Cl– 2e- = Cl20
Уравнения реакция см. “Получение хлора”. Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:
Реакции с органическими соединениями
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.
Кислотные оксиды
гипохлориты |
хлориты |
хлораты |
перхлораты |
NaClOKClO Ca(ClO)2 |
Ca(ClO2)2 |
KClO3 бертолетова соль Mg(ClO3)2 |
KClO4 |
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
Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/hlor.html
Add comment