Kievuz

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХЛОРА

№17 Хлор

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХЛОРА

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

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):

4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2

В 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

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХЛОРА

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

4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O

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
NaClO4
NH4ClO4

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

ovdmitjb

Add comment