Коя група неметали е хлор. Хлорен газ, физични свойства на хлора, химични свойства на хлор. Метод с диафрагма с твърд катод

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлор- химичен елемент от група VII от 3 -ти период на Периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев. Неметални.

Отнася се за елементи от - p -семейството. Халоген. Серийният номер е 17. Структурата на външното електронно ниво е 3s 2 3 p 5. Относителната атомна маса е 35,5 amu. Молекулата на хлора е двуатомна - Cl 2.

Химични свойства на хлора

Хлорът реагира с прости вещества с метали:

Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (t);

Cl2 + 2Fe = 2FeCl3;

Cl 2 + 2Na = 2NaCl.

Хлорът взаимодейства с прости вещества, неметали. И така, при взаимодействие с фосфор и сяра се образуват съответните хлориди, с флуор - флуориди, с водород - хлороводород, с кислород - оксиди и др.:

5CI2 + 2P = 2HCI5;

Cl2 + 2S = SCI2;

Cl2 + H2 = 2HCl;

Cl2 + F2 = 2ClF.

Хлорът е в състояние да измести брома и йода от техните съединения с водород и метали:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl;

Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl.

Хлорът е в състояние да се разтваря във вода и основи, докато протичат реакции на диспропорционалност на хлора, а съставът на реакционните продукти зависи от условията за неговото изпълнение:

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H20;

3 Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Хлорът взаимодейства с несолеобразуващ оксид - CO, за да образува вещество с тривиално име - фосген, с амоняк, за да образува амониев трихлорид:

Cl2 + CO = COCl2;

3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3NH 4 Cl.

В реакции хлорът проявява окислителни свойства:

Cl2 + H2S = 2HCl + S.

Хлорът взаимодейства с органични вещества от класа на алкани, алкени и арени:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (условие -UV лъчение);

CH2 = CH2 + Cl2 = CH2 (Cl) -CH2 -Cl;

C6H6 + Cl2 = C6H5 -Cl + HCl (kat = FeCl3, AlCl3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (условие - UV радиация).

Физични свойства на хлора

Хлорът е жълто-зелен газ. Термично стабилен. Когато охладената вода се насити с хлор, се образува твърд кларат. Разтваря се добре във вода, до голяма степен претърпява дисмутация ("хлорна вода"). Той се разтваря в тетрахлорид на въглерода, течен SiCl 4 и TiCl 4. Слабо разтворим в наситен разтвор на натриев хлорид. Не реагира с кислород. Силен окислител. Точката на кипене е -34.1C, точката на топене е -101.03C.

Производство на хлор

По -рано хлорът се получава по метода на Scheele (реакцията на взаимодействието на манганов (VI) оксид със солна киселина) или по метода на Deacon (реакцията на взаимодействието на хлороводород с кислород):

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20;

4HCl + O2 = 2H2O + 2 Cl2.

В наши дни за получаване на хлор се използват следните реакции:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2 + H20;

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5 Cl2 + 8H2O;

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (условие - електролиза).

Приложение на хлор

Хлорът е намерил широко приложение в различни области на промишлеността, тъй като се използва в производството на полимерни материали (поливинилхлорид), избелващи средства, хлорорганични инсектициди (хексахлоран), химически бойни агенти (фосген), за дезинфекция на вода, в хранително -вкусовата промишленост, в металургията и др.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Упражнение	Какъв обем, маса и количество хлор ще се отделят (n.u.), когато 17,4 g манганов (IV) оксид взаимодейства с хлороводородната киселина, приета в излишък?
Решение	Нека напишем уравнението за реакцията на взаимодействието на манганов (IV) оксид със солна киселина: 4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O. Моларни маси от манганов (IV) оксид и хлор, изчислени с помощта на таблицата с химични елементи на D.I. Менделеев - съответно 87 и 71 г / мол. Изчислете количеството на веществото от манганов (IV) оксид: n (MnO 2) = m (MnO 2) / M (MnO 2); n (MnO 2) = 17,4 / 87 = 0,2 mol. Съгласно реакционното уравнение n (MnO 2): n (Cl 2) = 1: 1, следователно, n (Cl 2) = n (MnO 2) = 0,2 mol. Тогава масата и обемът на хлора ще бъдат равни: m (Cl2) = 0,2 x 71 = 14,2 g; V (Cl 2) = n (Cl 2) × V m = 0,2 × 22,4 = 4,48 литра.
Отговор	Количеството хлорно вещество е 0,2 mol, тегло 14,2 g, обем 4,48 литра.

Хлор-елемент от 3 -ти период и VII от А -групата на Периодичната система, сериен номер 17. Електронна формула на атома [10 Ne] 3s 2 Зр 5, характерни степени на окисляване 0, -1, + 1, +5 и +7. Най -стабилното състояние е Cl -1. Скала на окисление на хлор:

7 - Cl 2 O 7, ClO 4 -, HClO 4, KClO 4

5 - ClO3 -, HClO3, KClO3

1 - Cl 2 O, ClO -, HClO, NaClO, Ca (ClO) 2

- 1 - Cl -, HCl, KCl, PCl 5

Хлорът има висока електроотрицателност (2.83) и проявява неметални свойства. Той е част от много вещества - оксиди, киселини, соли, бинарни съединения.

В природата - дванадесетипо отношение на изобилието на химикали, елемент (пети сред неметали). Той се среща само в химически свързана форма. Третият най -разпространен елемент в естествените води (след О и Н), особено много хлор в морската вода (до 2% тегловни). Жизненоважен елемент за всички организми.

Хлор С1 2... Просто вещество. Зелено-жълт газ с остра задушаваща миризма. Молекулата Сl 2 е неполярна, съдържа С1-С1 σ-връзка. Термично стабилен, незапалим във въздуха; смес с водород експлодира на светлина (водородът изгаря в хлор):

Cl 2 + H 2 ⇌HCl

Нека се разтваряме добре във вода, претърпяваме дисмутация в нея с 50% и напълно в алкален разтвор:

Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl IO + HCl -I

Cl 2 + 2NaOH (студено) = NaClO + NaCl + H 2 O

3Cl 2 + 6NaOH (hor) = NaClO 3 + 5NaCl + H 2 O

Разтвор на хлор във вода се нарича хлорна вода, на светлина, киселината HClO се разлага на HCl и атомен кислород O 0, поради което "хлорната вода" трябва да се съхранява в тъмна бутилка. Наличието на HClO киселина в "хлорна вода" и образуването на атомен кислород обясняват нейните силни окислителни свойства: например много багрила се обезцветяват във влажен хлор.

Хлорът е много силен окислител по отношение на метали и неметали:

Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fе → 2ФеСl 3 (200 ° C)

Сl 2 + Se = SeCl 4

Сl 2 + Pb → PbCl 2 (300 °С)

5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 (90 ° C)

2Cl 2 + Si → SiCl 4 (340 ° C)

Реакции със съединения на други халогени:

а) Cl 2 + 2KBg (P) = 2KSl + Br 2 (кипене)

б) Cl 2 (седмици) + 2KI (p) = 2KSl + I 2 ↓

ЗСl (напр.) + 3Н 2 О + КI = 6HCl + КIO 3 (80 ° C)

Качествена реакция- взаимодействие на дефицита на CL 2 с KI (виж по -горе) и откриване на йод чрез синьо оцветяване след добавяне на разтвор на нишесте.

Получаванехлор в индустрия:

2NаСl (стопи се) → 2Nа + Сl 2 (електролиза)

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Сl 2+ 2НаОН (електролиза)

и в лаборатории:

4HCl (конц.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O

(подобно с участието на други окислители; за повече подробности вижте реакциите за НСl и NaСl).

Хлорът принадлежи към продуктите на основната химическа промишленост, използва се за получаване на бром и йод, хлориди и кислородсъдържащи производни, за избелване на хартия, като дезинфектант за питейна вода. Отровен.

Водороден хлорид HC л ... Аноксична киселина. Безцветен газ с остра миризма, по -тежък от въздуха. Молекулата съдържа ковалентна σ -връзка Н - Сl. Термично стабилен. Нека се разтворим много добре във вода; разредени разтвори се наричат солна киселинаи димящ концентриран разтвор (35-38%) - солна киселина(името е дадено от алхимици). Силна киселина в разтвор, неутрализирана с основи и амонячен хидрат. Силен редуциращ агент в концентриран разтвор (поради Cl - I), слаб окислител в разреден разтвор (поради H I). Неразделна част от "aqua regia".

Качествената реакция към Cl - йона е образуването на бели утайки АgСl и Нg 2 Сl 2, които не се прехвърлят в разтвора под действието на разредена азотна киселина.

Водородният хлорид служи като суровина за производството на хлориди, хлорорганични продукти, използва се (под формата на разтвор) за ецване на метали, разлагане на минерали и руди. Уравнения на най -важните реакции:

НСl (разреден) + NaOH (разреден) = NaСl + Н2О

HCl (разреден) + NH3H2O ​​= NH4Cl + H2O

4HCl (конц., Hor.) + MO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (конц., Хоризонтално) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

14HCl (конц.) + К 2 Сr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 О + 2КСl

6HCl (конц.) + КСlO 3 (Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 О (50-80 ° C)

4HCl (конц.) + Ca (ClO) 2 (t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O

2HCl (разред.) + M = МСl 2 + H 2 (M = Pe, 2p)

2HCl (разреден) + MCO3 = MCl2 + CO2 + H20 (M = Ca, Ba)

НСl (разр.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl ↓

Получаване на НСl в промишлеността - изгаряне на Н 2 в Сl 2 (виж), в лаборатория - изместване от хлориди със сярна киселина:

NaCl (t) + H2S04 (конц.) = NaHSO 4 + NSл(50 ° C)

2NaСl (t) + Н 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCI(120 ° C)

Хлориди

Натриев хлорид Na Сл ... Сол без кислород. Име на домакинството сол... Бял, леко хигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. Умерено разтворим във вода, разтворимостта зависи малко от температурата, разтворът има характерен солен вкус. Не се подлага на хидролиза. Слаб редуциращ агент. Той влиза в йонообменни реакции. Електролизиран в стопилка и разтвор.

Използва се за получаване на водород, натрий и хлор, сода, сода каустик и хлороводород, като компонент на охлаждащи смеси, храна и консервант.

В природата основната част от находищата на каменна сол, или халит, и силвинит(заедно с KCl), саламура на солени езера, минерални примеси от морска вода (съдържание на NaCl = 2,7%). В промишлеността те се получават чрез изпаряване на естествени саламури.

Уравнения на най -важните реакции:

2NаСl (t) + 2Н 2 SO 4 (конц.) + МnO 2 (т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 ° C)

10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (конц.) + 2КМnO 4 (т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 ° C)

6NaСl (Т) + 7Н 2 SO 4 (конц.) + К 2 Сr 2 O 7 (т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 О + ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 ° C)

2NаСl (t) + 4Н 2 SO 4 (конц.) + PbO 2 (t) = Сl 2 + Pb (НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 ° C)

NaСl (разр.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl ↓

NaCl (l) → 2Na + Cl 2 (850 ° C, електролиза)

2NаСl + 2Н 2 O → Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (електролиза)

2NаСl (р, 20%) → Сl 2 + 2 нa (Hg) "амалгама"(електролиза, вклHg-катод)

Калиев хлорид KCl ... Сол без кислород. Бял, не абсорбиращ. Топи се и кипи без разлагане. Ще се разтваряме умерено във вода, разтворът има горчив вкус, няма хидролиза. Той влиза в йонообменни реакции. Използва се като калиев тор за получаване на K, KOH и Cl 2. В природата основният компонент (заедно с NaCl) на находищата силвинит.

Уравненията на най -важните реакции са същите с тези за NaCl.

Калциев хлорид CaCl 2 ... Сол без кислород. Бял, топи се без разлагане. Размазва се във въздуха поради енергичното абсорбиране на влага. Образува кристален хидрат CaCl 2 6H 2 O с температура на дехидратация 260 ° C. Нека се разтворим добре във вода, няма хидролиза. Той влиза в йонообменни реакции. Използва се за изсушаване на газове и течности, приготвяне на охлаждащи смеси. Компонент на естествените води, неразделна част от тяхната "постоянна" твърдост.

Уравнения на най -важните реакции:

CaCl 2 (T) + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ca (HSO 4) 2 + 2HCl (50 ° C)

CaCl 2 (T) + H 2 SO 4 (конц.) = CaSO 4 ↓ + 2HCl (100 ° C)

CaCl 2 + 2NaOH (конц.) = Ca (OH) 2 ↓ + 2NaCl

3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KSl

CaCl 2 + 2NaF = CaF 2 ↓ + 2NaCl

CaCl 2 (l) → Ca + Cl 2 (електролиза, 800 ° C)

Получаване:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O

Алуминиев хлорид AlCl 3 ... Сол без кислород. Бял, топим, силно летлив. Двойката се състои от ковалентни мономери AlCl 3 (триъгълна структура, sp 2 хибридизация, преобладаваща при 440-800 ° C) и димери Al 2 Cl 6 (по -точно, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, структура - два тетраедра с общ ръб, sp 3 -хибридизация, преобладават при 183-440 ° С). Той е хигроскопичен, „пуши“ във въздуха. Образува кристален хидрат, който се разлага при нагряване. Нека се разтворим добре във вода (със силен екзо-ефект), напълно се дисоциира на йони, създава силно кисела среда в разтвора поради хидролиза. Реагира с основи, амонячен хидрат. Той се възстановява чрез електролиза на стопилката. Той влиза в йонообменни реакции.

Качествена реакциявърху йона Al 3+ - образуването на утайка от AlPO 4, която се прехвърля в разтвор с концентрирана сярна киселина.

Използва се като суровина при производството на алуминий, като катализатор при органичен синтез и при крекинг на масло, като носител на хлор в органични реакции. Уравнения на най -важните реакции:

AlCl 3. 6H 2 O → AlCl (OH) 2 (100-200 ° C, -НС1, З 2 О) → Al 2 O 3 (250-450 ° C,-HCl, H2O)

AlCl 3 (t) + 2H2O (влага) = AlCl (OH) 2 (t) + 2HCl (Бял дим ")

AlCl 3 + 3NaOH (разред.) = Al (OH) 3 (аморфен) ↓ + 3NaCl

АlСl 3 + 4NаОН (конц.) = Na [Аl (ОН) 4] + ЗNаСl

АlСl 3 + 3 (NH 3. Н 2 О) (конц.) = Аl (ОН) 3 (аморфен) + ЗNН 4 Сl

АlCl 3 + 3 (NH 3 Н 2 O) (конц.) = Аl (ОН) ↓ + ЗNН 4 Сl + Н 2 O (100 ° C)

2Аl 3+ + 3Н 2 O + ЗСО 2- 3 = 2Аl (ОН) 3 ↓ + ЗСО 2 (80 ° C)

2Аl 3+ = 6Н 2 O + 3S 2- = 2Аl (OH) 3 ↓ + 3Н 2 S

Al 3+ + 2HPO 4 2- - AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 -

2АlСl 3 → 2Аl + 3Сl 2 (електролиза, 800 ° C ,в стопилкатанaCл)

Получаване AlSl в индустрияи - хлориране на каолин, алуминиев оксид или боксит в присъствието на кокс:

Аl 2 O 3 + 3С (кокс) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 ° C)

Железен хлорид ( II ) F eC l 2 ... Сол без кислород. Бял (синьо-зелен хидрат), хигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. При силно нагряване, летливостта в потока на HCl. Връзките Fe - Cl са предимно ковалентни; двойката се състои от мономери на FeCl 2 (линейна структура, sp -хибридизация) и Fe 2 Cl 4 димери. Чувствителен към кислород във въздуха (потъмнява). Нека се разтворим добре във вода (със силен екзо-ефект), напълно се дисоциира на йони, слабо хидролизира чрез катион. При кипене разтворът се разлага. Реагира с киселини, основи, амонячен хидрат. Типичен редуктор. Той влиза в реакции на йонообмен и комплексообразуване.

Използва се за синтеза на FeCl и Fe 2 O 3, като катализатор в органичния синтез, компонент на лекарства срещу анемия.

Уравнения на най -важните реакции:

FeCl2 4H2O = FeCl2 + 4H2O (220 ° С, в атм.н 2 )

FeCl 2 (конц.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (кипене)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (конц.) = FeSO 4 + 2HCl (кипене)

FeCl 2 (t) + 4HNO 3 (конц.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

FeCl 2 + 2NaOH (разред.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl (в банкоматн 2 )

FeCl 2 + 2 (NH 3. H 2 O) (конц.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 ° C)

FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (изключително чист, над 500 ° С)

4FеСl 2 + O 2 (въздух) → 2Fе (Сl) O + 2FеСl 3 (T)

2FеСl 2 (р) + Сl 2 (напр.) = 2FеСl 3 (р)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО - 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н 2 O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

Fe 2+ + S 2- (разделен) = FeS ↓

2Fе 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (разред.) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2

FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90 ° С, счупен. НСl, електролиза)

Получаванед: взаимодействие на Fe със солна киселина:

Fe + 2HCl = FeCl 2+ H 2

(v индустрияизползвайте хлороводород и проведете процеса при 500 ° C).

Железен хлорид ( III ) F eC л 3 ... Сол без кислород. Черно-кафяв (тъмночервен в пропускаща светлина, зелен в отразена светлина), тъмножълт хидрат. Когато се разтопи, се превръща в червена течност. Много летлив, разлага се при силно нагряване. Връзките Fe - Cl са предимно ковалентни. Парите се състоят от мономери FeCl 3 (триъгълна структура, sp 2 -хибридизация, преобладаваща над 750 ° C) и димери на Fe 2 Cl 6 (по -точно, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, структура - два тетраедра с общ ръб, sp 3 -хибридизация, преобладават при 316-750 ° С). Кристален хидрат FeCl. 6Н 2 О има структурата Сl 2Н 2 О. Добре разтворим във вода, разтворът е жълт; силно катионно хидролизиран. Разлага се в гореща вода, реагира с основи. Слаб окислител и редуктор.

Използва се като хлорен агент, катализатор в органичния синтез, морил за боядисване на тъкани, коагулант за пречистване на питейна вода, офорт за медни плочи при електроформоване, компонент на хемостатични лекарства.

Уравнения на най -важните реакции:

FeCl3 6H2O = Cl + 2H2O (37 ° C)

2 (FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (над 250 ° C)

FeСl 3 (10%) + 4Н 2 О = Сl - + + (жълто)

2FеСl3 (конц.) + 4Н 2 O = + (жълто) + - (bts.)

FeCl 3 (разред., Конц.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 ° C)

FeCl 3 + 3NaOH (разред.) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NaCl (50 ° C)

FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (конц., Горещо) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl

4FеСl 3 + 3O 2 (въздух) = 2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 ° C)

2FеСl 3 (р) + Сu → 2FеСl 2 + СuСl 2

Амониев хлорид н H 4 Cl ... Сол без кислород, техническото наименование е амоняк. Бял, летлив, термично нестабилен. Нека се разтворим добре във вода (със забележим ендо -ефект, Q = -16 kJ), хидролизиран чрез катион. Той се разлага с основи, когато разтворът се вари, прехвърля магнезий и магнезиев хидроксид в разтвор. Влиза в реакцията на конюгиране с нитрати.

Качествена реакциявърху йона NH 4 + - отделянето на NH 3 при кипене с основи или при нагряване с гасена вар.

Използва се при неорганичен синтез, по -специално за създаване на слабо кисела среда, като компонент на азотни торове, сухи галванични клетки, при спояване на мед и калайдисани стоманени продукти.

Уравнения на най -важните реакции:

NH 4 Cl (s) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (над 337,8 ° C)

NH4Cl + NaOH (наситен) = NaCl + NH3 + H20 (100 ° C)

2NH 4 Cl (T) + Ca (OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200 ° C)

2NН 4 Сl (конц.) + Mg = Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80 ° C)

2NН 4 Сl (конц., Горещо) + Мg (ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O

NH + (наситен) + NO - 2 (наситен) = N2 + 2H20 (100 ° C)

NH 4 Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ° C)

Получаване: взаимодействие на NH3 с HCl в газовата фаза или NH3H2O ​​с HCl в разтвор.

Калциев хипохлорит Ca (C л О) 2 ... Солта на хлороводородната киселина HClO. Бял, разлага се при нагряване, без да се топи. Нека се разтворим добре в студена вода (образува се безцветен разтвор), хидролизиран от анион. Реактивни, напълно разложени от гореща вода, киселини. Силен окислител. Когато стои, разтворът абсорбира въглеродния диоксид от въздуха. Е активен компонент хлор (избелване) вар -смеси с неопределен състав с CaCl 2 и Ca (OH) 2. Уравнения на най -важните реакции:

Ca (ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 ° C)

Ca (ClO) 2 (t) + 4HCl (конц.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 ° C)

Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (в студа)

Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (разред.) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Получаване:

2Ca (OH) 2 (суспензия) + 2Cl2 (g) = Ca (ClO) 2 + CaCl2 + 2H2O

Калиев хлорат KS lO 3 ... Сол на хлорна киселина HClO 3, най -известната сол на кислородна хлорна киселина. Техническо наименование - сол на бертолет(кръстен на откривателя си C.-L. Berthollet, 1786). Бял, топи се без разлагане, се разлага при по -нататъшно нагряване. Нека се разтворим добре във вода (образува се безцветен разтвор), няма хидролиза. Разлага се с концентрирани киселини. Силен окислител при стопяване.

Използва се като компонент на взривни и пиротехнически смеси, мачови глави, в лабораторията - твърд източник на кислород.

Уравнения на най -важните реакции:

4KSlO 3 = 3KSlO 4 + KCl (400 ° C)

2KSlO 3 = 2KSl + 302 (150-300 ° С, кат. Т.тО 2 )

КСlO 3 (Т) + 6HСl (конц.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 О (50-80 ° C)

3КСlO 3 (Т) + 2Н 2 SO 4 (конц., Горещ) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 О + 2КНСО 4

(хлорният диоксид експлодира на светлина: 2ClO2 (D)= Сl 2 + 2О 2 )

2KSlO 3 + E 2 (напр.) = 2KEO 3 + Cl 2 (в част NНЕ 3 , E = Br, Аз)

KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Електролиза)

Получаване KClO 3 в промишлеността - електролиза на горещ разтвор на KCl (продуктът KClO 3 се отделя на анода):

КСl + 3Н 2 О → Н 2 + КСlO 3 (40-60 ° C, електролиза)

Калиев бромид KB r ... Сол без кислород. Бял, нехигроскопичен, топи се без разлагане. Нека се разтвори добре във вода, без хидролиза. Редуциращ агент (по -слаб от

Качествена реакцияза йон Br - изместване на бром от разтвор на KBr с хлор и екстракция на бром в органичен разтворител, например CCl 4 (в резултат на това водният слой се обезцветява, органичният слой става кафяв).

Използва се като компонент на офорти за гравиране на метал, компонент на фотографски емулсии и лекарство.

Уравнения на най -важните реакции:

2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., Hor,) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4

5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 2 О

Br - + Ag + = AgBr ↓

2KBr (p) + Cl 2 (G) = 2KCl + Br 2 (p)

KBr + 3H 2 O → 3H 2 + KBrO 3 (60-80 ° C, електролиза)

Получаване:

K 2 CO 3 + 2HBr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O

Калиев йодид К Аз ... Сол без кислород. Бял, не абсорбиращ. Пожълтява, когато се съхранява на светлина. Нека се разтворим добре във вода, няма хидролиза. Типичен редуктор. Воден разтвор на KI се разтваря добре I2 поради комплексообразуване.

Високо качествореакцията към йон I е изместването на йод от разтвора на KI поради липса на хлор и екстракцията на йод в органичен разтворител, например CCl 4 (в резултат на това водният слой се обезцветява, органичният слой става лилав ).

Уравнения на най -важните реакции:

10I - + 16H + + 2MnO 4 - = 5I 2 ↓ + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I - + 2H + + H 2 O 2 (3%) = I 2 ↓ + 2H 2 O

2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O

5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2O

I - + Ag + = AgI (жълто.) ↓

2KI (p) + Cl 2 (p) (седмици) = 2KCl + I 2 ↓

KI + 3H2O + 3Cl2 (p) (напр.) = KIO 3 + 6HCl (80 ° C)

KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (кратко) ("Йодна вода")

KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (електролиза, 50-60 ° C)

Получаване:

K 2 CO 3 + 2HI = 2 САз+ CO 2 + H 2 O

Хлорът е получен за първи път през 1772 г. от Scheele, който описва отделянето му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в трактата си за пиролузит: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele отбелязва миризмата на хлор, подобна на миризмата на aqua regia, способността му да взаимодейства със злато и киновар и избелващите му свойства. Въпреки това, Scheele, в съответствие с теорията на флогистон, преобладаваща в химията по това време, предполага, че хлорът е дефлогирана солна киселина, тоест оксид на солна киселина.
Бертолет и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурий, но опитите за изолирането му остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи трапезната сол на натрий и хлор чрез електролиза.
Името на елемента идва от гръцки clwroz- "зелен".

Да бъдеш сред природата, да получиш:

Естественият хлор е смес от два изотопа 35 Cl и 37 Cl. Хлорът е най -разпространеният халоген в земната кора. Тъй като хлорът е много активен, в природата се среща само под формата на съединения в състава на минерали: халит NaCl, силвинит KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H 2 O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 · 3H 2 O. Най -големите запаси от хлор се съдържат в състава на солите на водите на моретата и океаните.
В промишлен мащаб хлорът се получава заедно с натриев хидроксид и водород по време на електролизата на разтвор на натриев хлорид:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
За извличане на хлор от хлороводород, който е страничен продукт при промишленото хлориране на органични съединения, се използва процесът Deacon (каталитично окисляване на хлороводород с атмосферен кислород):
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2
В лабораториите обикновено се използват процеси, базирани на окисляване на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Физически свойства:

При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ с задушаваща миризма. Хлорът се разтваря значително във вода ("хлорна вода"). При 20 ° С 2,3 обема хлор се разтварят в един обем вода. Температура на изпаряване = -34 ° C; точка на топене = -101 ° C, плътност (газ, n.o.) = 3.214 g / l.

Химични свойства:

Хлорът е много активен - той директно се комбинира с почти всички елементи на периодичната система, метали и неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове). Хлорът е много силен окислител, изместващ по-малко активните неметали (бром, йод) от техните съединения с водород и метали:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
Когато се разтваря във вода или основи, хлорът се дисмутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване, хлорна) и солна киселина или техни соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
Хлорът взаимодейства с много органични съединения, влизайки в реакции на заместване или добавяне:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6 -x Cl x + xHCl
CH 2 = CH 2 + Cl 2 => Cl -CH 2 -CH 2 -Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCI
Хлорът има седем степени на окисляване: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Най -важните връзки:

Водород хлорид HCl- безцветен газ, дими във въздуха поради образуването на капчици мъгла с водни пари. Има остра миризма и силно дразни дихателните пътища. Съдържа се във вулканични газове и води, в стомашен сок. Химичните свойства зависят от това в какво състояние е (може да бъде в газообразно, течно състояние или в разтвор). Разтворът на HCl се нарича солна (солна) киселина... Това е силна киселина, която измества по -слабите киселини от техните соли. Соли - хлориди- твърди кристални вещества с високи точки на топене.
Ковалентни хлориди-хлорни съединения с неметали, газове, течности или ниско топящи се твърди вещества с характерни киселинни свойства, обикновено лесно хидролизирани с вода до образуване на солна киселина:
PCI 5 + 4H 2O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Хлорен оксид (I) Cl 2 O., газът е кафеникаво-жълт на цвят с остър мирис. Засяга дихателните органи. Лесно разтворим във вода, образувайки хипохлорна киселина.
Солна киселина HClO... Съществува само в решения. Това е слаба и нестабилна киселина. Лесно се разлага на солна киселина и кислород. Силен окислител. Образува се чрез разтваряне на хлор във вода. Соли - хипохлорити, нестабилен (NaClO * H 2 O се разлага с експлозия при 70 ° C), силни окислители. Широко използван за избелване и дезинфекция избелващ прах, смесена сол Ca (Cl) OCl
Хлорна киселина HClO 2, в свободна форма е нестабилен, дори в разреден воден разтвор, той бързо се разлага. Киселина със средна сила, соли - хлоритиобикновено са безцветни и лесно разтворими във вода. За разлика от хипохлоритите, хлоритите проявяват изразени окислителни свойства само в кисела среда. Най -голямото приложение (за избелване на тъкани и хартиена маса) е натриевият хлорит NaClO 2.
Хлор (IV) оксид ClO 2, - зеленикаво -жълт газ с неприятна (остра) миризма, ...
Хлорна киселина, HClO 3 - нестабилен в свободна форма: непропорционален на ClO 2 и HClO 4. Соли - хлорати; от тях най -важните са хлоратите на натрий, калий, калций и магнезий. Това са силни окислители, експлозивни при смесване с редуктори. Калиев хлорат ( сол на бертолет) - KClO 3, е използван за получаване на кислород в лабораторията, но поради високата опасност вече не се използва. Разтворите на калиев хлорат са били използвани като лек антисептик, външно лекарство за гаргара.
Перхлорна киселина HClO 4, във водни разтвори, хлорната киселина е най-стабилната от всички съдържащи кислород хлорни киселини. Безводната перхлорна киселина, която се получава с помощта на концентрирана сярна киселина от 72% HClO 4, не е много стабилна. Това е най -силната моноосновна киселина (във воден разтвор). Соли - перхлорати, се използват като окислители (ракетни двигатели с твърдо гориво).

Приложение:

Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:
- При производството на поливинилхлорид, пластмасови съединения, синтетичен каучук;
- За избелване на плат и хартия;
- Производство на хлорорганични инсектициди - вещества, които убиват вредни за културите насекоми, но безопасни за растенията;
- За дезинфекция на вода - "хлориране";
- В хранително -вкусовата промишленост е регистрирана като хранителна добавка Е925;
- При химическото производство на солна киселина, белина, сол на бертолет, метални хлориди, отрови, лекарства, торове;
- В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.

Биологична роля и токсичност:

Хлорът е един от най -важните биогенни елементи и е част от всички живи организми. При животните и хората хлорните йони участват в поддържането на осмотичното равновесие; хлоридният йон има оптимален радиус за проникване в клетъчната мембрана. Хлорните йони са жизненоважни за растенията, участват в енергийния метаболизъм в растенията, активирайки окислителното фосфорилиране.
Хлорът под формата на просто вещество е отровен, когато попадне в белите дробове причинява изгаряне на белодробната тъкан, задушаване. Той има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха от около 0,006 mg / l (т.е. два пъти прага на миризма на хлор). Хлорът е един от първите химически бойни агенти, използвани от Германия през Първата световна война.

Короткова Ю., Швецова И.
Тюменски държавен университет KhF, група 571.

Източници: Уикипедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайтът на Руския химико -технически университет на името Д. И. Менделеева:

• Обозначение - Cl (Chlorum);
• Период - III;
• Група - 17 (VIIa);
• Атомна маса - 35.4527;
• Атомен номер - 17;
• Радиус на атома = 99 pm;
• Ковалентен радиус = 102 ± 4 pm;
• Разпределение на електроните - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• точка на топене = 100.95 ° C;
• точка на кипене = -34,55 ° C;
• Електроотрицателност (Полинг / Алпред и Рохов) = 3,16 / -;
• Окислително състояние: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Плътност (n. At.) = 3,21 g / cm 3;
• Моларен обем = 18,7 cm 3 / mol.

Хлорът в чист вид е изолиран за първи път от шведския учен Карл Шееле през 1774 г. Елементът получава сегашното си име през 1811 г., когато Г. Дейви предлага името "хлор", което скоро е съкратено до "хлор" с леката ръка на Дж. Гей-Люсак. Германският учен Йохан Швайгер предложи името "халоген" за хлор, но беше решено да се използва този термин за назоваване на цялата група елементи, която включва хлор.

Хлорът е най -разпространеният халоген в земната кора - хлорът представлява 0,025% от общата маса на атомите в земната кора. Поради високата си активност хлорът не се среща в природата в свободна форма, а само в състава на съединенията, докато хлорът е „на барабана“, с който елемент да реагира, съвременната наука познава хлорните съединения с почти цялата периодична таблица .

По -голямата част от хлора на Земята се съдържа в солената вода на Световния океан (съдържание 19 g / l). От минералите най -вече хлорът се намира в халит, силвит, силвинит, бишофит, карналит и каинит.

Хлорът играе важна роля в дейността на нервните клетки, както и в регулирането на осмотичните процеси при хора и животни. Хлорът също е част от зеленото вещество на растенията - хлорофил.

Естественият хлор се състои от смес от два изотопа:

• 35 Cl - 75,5%
• 37 Cl - 24,5%

Ориз. Структурата на хлорния атом.

Електронната конфигурация на хлорния атом е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (виж. Електронна структура на атомите). При образуването на химични връзки с други елементи, 5 електрона могат да участват във външното ниво 3p + 2 електрона на нивото 3s (общо 7 електрона), поради което в съединенията хлорът може да приеме окислителни състояния от +7 до - 1. Както бе споменато по -горе, хлорът е реактивен халоген.

Физични свойства на хлора:

• на n.u. Хлорът е зелено-жълт отровен газ с остра миризма;
• хлорът е 2,5 пъти по -тежък от въздуха;
• на n.u. 2,5 обема хлор се разтварят в 1 литър вода - този разтвор се нарича хлорна вода.

Химични свойства на хлора

Взаимодействие на хлор с прости вещества(Cl действа като силен окислител):

• с водород (реакцията протича само в присъствието на светлина): Cl 2 + H 2 = 2HCl
• с метали с образуване на хлориди: Cl 2 0 + 2Na 0 = 2Na +1 Cl -1 3Cl 2 0 + 2Fe 0 = 2Fe +3 Cl 3 -1
• с неметали по -малко електроотрицателни от хлора: Cl 2 0 + S 0 = S +2 Cl 2 -1 3Cl 2 0 + 2P 0 = 2P +3 Cl 3 -1
• хлорът не реагира директно с азот и кислород.

Взаимодействие на хлор с сложни вещества:

Една от най -известните реакции на хлор със сложни вещества е взаимодействието на хлора с водата - всеки, който живее в голям град, със сигурност периодично се сблъсква със ситуация, когато, отворил чешмата с вода, усеща упорита миризма на хлор, след което мнозина се оплакват, казват, че водата отново е била хлорирана ... Хлорирането на водата е един от основните начини за нейната дезинфекция от нежелани микроорганизми, опасни за човешкото здраве. Защо се случва? Нека анализираме реакцията на хлора с вода, която протича на два етапа:

• На първия етап се образуват две киселини: солна и хипохлорна: Cl 2 0 + H 2 O ↔ HCl -1 + HCl +1 O
• На втория етап, хлороводородната киселина се разлага с освобождаването на атомен кислород, който окислява водата (убива микроорганизмите) + излага тъканите, боядисани с органични багрила, на избелващия ефект, ако са потопени в хлорна вода: HClO = HCl + [O] - реакцията протича в светлината

С киселинихлорът не взаимодейства.

Взаимодействие на хлор с основания:

• в студа: Cl 2 0 + 2NaOH = NaCl -1 + NaCl +1 O + H 2 O
• при нагряване: 3Cl 2 0 + 6KOH = 5KCl -1 + KCl +5 O 3 + 3H 2 O
• с метални бромиди: Cl 3 + 2KBr = 2KCl + Br 2 ↓
• с метални йодиди: Cl 2 + 2KI = 2KCl + I 2 ↓
• хлорът не реагира с метални флуориди поради тяхната по -висока окислителна способност от хлора.

Хлорът "лесно" влиза в реакции с органични вещества:

Cl 2 + CH 4 → CH 3 Cl + HCl Cl 2 + C 6 H 6 → C 6 H 5 Cl + HCl

В резултат на първата реакция с метан, която протича на светлина, се образуват метилхлорид и солна киселина. В резултат на втората реакция с бензен, която протича в присъствието на катализатор (AlCl 3), се образуват хлорбензен и солна киселина.

• Окислително -възстановителни уравнения на хлор (метод за електронен баланс).
• Уравнения на редокс реакции на хлор (метод на полуреакция).

Производство и употреба на хлор

Хлорът се произвежда индустриално чрез електролиза на воден разтвор (хлорът се отделя на анода; на катода - водород) или стопилка на натриев хлорид (хлорът се отделя на анода; на катода - натрий):

2NaCl + 2H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2NaOH 2NaCl → Cl 2 + 2Na

В лабораторията хлорът се получава чрез действието на концентрирана НС1 върху различни окислители при нагряване. Манганов оксид, калиев перманганат, солта на бертолет могат да действат като окислители:

4HCl -1 + Mn +4 O 2 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O 2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O KCl + 5O3 + 6HCl -1 = KCl + 3Cl2 0 + 3H2O

Приложение на хлор:

• избелване на тъкани и хартия;
• дезинфекция на вода;
• производство на пластмаси;
• производство на белина, хлороформ, пестициди, детергенти, каучуци;
• синтез на хлороводород при производството на солна киселина.

Хлор(от гръцки. χλωρ? ς - "зелен") - елемент от основната подгрупа на седмата група, третия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 17. Обозначава се със символа Кл(лат. Хлорум). Реактивни неметални. Той е включен в групата на халогените (първоначално наименованието „халоген“ е било използвано от немския химик Швайгер за хлор [буквално „халоген“ се превежда като солеод), но не се е вкоренило, а по -късно е станало обичайно за VII група от елементи, което включва хлор).

Простото вещество хлор (CAS номер: 7782-50-5) при нормални условия е отровен газ с жълтеникаво-зелен цвят, с остър мирис. Молекулата на хлора е двуатомна (формула Cl 2).

История на откриването на хлор

За първи път газообразният безводен хлороводород е събран от J. Prisley през 1772 г. (над течен живак). Хлорът е получен за първи път през 1774 г. от Scheele, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в трактата си за пиролузит:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Scheele отбелязва миризмата на хлор, подобна на миризмата на aqua regia, способността му да взаимодейства със злато и киновар и избелващите му свойства.

Въпреки това, Scheele, в съответствие с теорията на флогистон, преобладаваща в химията по това време, предполага, че хлорът е дефлогирана солна киселина, тоест оксид на солна киселина. Berthollet и Lavoisier предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурияобаче опитите за изолирането му остават неуспешни до работата на Дейви, който чрез електролиза успява да разложи трапезната сол на натрий и хлор.

Разпространение в природата

В природата има два хлорни изотопа 35 Cl и 37 Cl. Хлорът е най -разпространеният халоген в земната кора. Хлорът е много активен - той се комбинира директно с почти всички елементи на периодичната таблица. Следователно, в природата се среща само под формата на съединения в състава на минерали: халит NaCI, силвит KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H2O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H 2 O. Най -големите запаси на хлор се съдържат в състава на солите на водите на моретата и океаните (съдържанието в морската вода е 19 g / l). Хлорът представлява 0,025% от общия брой атоми в земната кора, кларковият брой на хлора е 0,017%, а човешкото тяло съдържа 0,25% тегловни хлорни йони. При хората и животните хлорът се намира главно в междуклетъчните течности (включително кръвта) и играе важна роля в регулирането на осмотичните процеси, както и в процесите, свързани с работата на нервните клетки.

Физични и физико -химични свойства

При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ с задушаваща миризма. Някои от неговите физични свойства са представени в таблицата.

Някои физични свойства на хлора

Имот	Значение
Цвят (газ)	Жълто зелен
Температура на кипене	-34 ° C
Температура на топене	-100 ° C
Температура на разлагане (дисоциация на атоми)	~ 1400 ° C
Плътност (газ, н.о.)	3,214 g / l
Електронен афинитет на атом	3.65 eV
Първа йонизационна енергия	12.97 eV
Специфична топлина (298 K, газ)	34,94 (J / mol K)
Критична температура	144 ° C
Критичен натиск	76 атм
Стандартна енталпия на образуване (298 K, газ)	0 (kJ / mol)
Стандартна ентропия на формацията (298 K, газ)	222.9 (J / mol K)
Енталпия на топене	6.406 (kJ / mol)
Кипяща енталпия	20,41 (kJ / mol)
Енергия на разцепване на хомолитична връзка Х-Х	243 (kJ / mol)
Енергия на разцепване на хетеролитична връзка Х-Х	1150 (kJ / mol)
Йонизационна енергия	1255 (kJ / mol)
Енергия на афинитета към електроните	349 (kJ / mol)
Атомен радиус	0,073 (нм)
Полинг електроотрицателност	3,20
Електроотрицателност на Allred-Rohov	2,83
Стабилни състояния на окисляване	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Хлорният газ се втечнява сравнително лесно. Започвайки от налягане от 0,8 MPa (8 атмосфери), хлорът ще бъде течен вече при стайна температура. Когато се охлади до температура -34 ° C, хлорът също става течен при нормално атмосферно налягане. Течният хлор е жълто-зелена течност с много висок корозивен ефект (поради високата концентрация на молекули). Чрез увеличаване на налягането е възможно да се постигне съществуването на течен хлор до температура от +144 ° C (критична температура) при критично налягане от 7,6 МРа.

При температури под -101 ° C течният хлор кристализира в орторомбична решетка с космическа група Cmcaи параметри a = 6,29 Å b = 4,50 Å, c = 8,21 Å. Под 100 K орторомбичната модификация на кристален хлор се трансформира в тетрагонална, която има пространствена група P4 2 / ncmи параметри на решетката a = 8,56 Å и c = 6,12 Å.

Разтворимост

Степента на дисоциация на хлорната молекула е Cl 2 → 2Cl. При 1000 К е 2.07 × 10 −4%, а при 2500 К е 0.909%.

Прагът за възприемане на миризми във въздуха е 0,003 (mg / l).

По отношение на електрическата проводимост, течният хлор се нарежда сред най -силните изолатори: той провежда ток почти милиард пъти по -лошо от дестилираната вода и 10 22 пъти по -лошо от среброто. Скоростта на звука в хлора е около един и половина пъти по -малка, отколкото във въздуха.

Химични свойства

Структурата на електронната обвивка

Валентното ниво на хлорния атом съдържа 1 недвоен електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, следователно валентността, равна на 1 за хлорния атом, е много стабилна. Поради наличието на незаета орбитала на d-поднивото в хлорния атом, хлорният атом може да проявява други валенции. Схема на образуване на възбудени състояния на атом:

Известни са също хлорни съединения, в които хлорният атом формално проявява валенции от 4 и 6, например ClO 2 и Cl 2 O 6. Тези съединения обаче са радикални, което означава, че имат един недвоен електрон.

Взаимодействие с метали

Хлорът реагира директно с почти всички метали (с някои само в присъствието на влага или при нагряване):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Взаимодействие с неметали

С неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове) образува съответните хлориди.

При светлина или при нагряване той реагира активно (понякога с експлозия) с водород чрез радикален механизъм. Хлороводородните смеси, съдържащи от 5,8 до 88,3% водород, експлодират при облъчване с образуване на хлороводород. Смес от хлор и водород в малки концентрации изгаря с безцветен или жълто-зелен пламък. Максимална температура на водород-хлорен пламък 2200 ° C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

С кислорода хлорът образува оксиди, в които проявява окислително състояние от +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Те имат остър мирис, термично и фотохимично нестабилни и са склонни към експлозивно разлагане.

При взаимодействие с флуор не се образува хлорид, а флуорид:

Cl 2 + 3F 2 (g) → 2ClF 3

Други имоти

Хлорът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали:

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

При взаимодействие с въглероден оксид се образува фосген:

Cl 2 + CO → COCl 2

Когато се разтваря във вода или основи, хлорът се димутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване, хлорна) и солна киселина, или техните соли:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Чрез хлориране на сух калциев хидроксид се получава белина:

Cl 2 + Ca (OH) 2 → CaCl (OCl) + H 2 O

Действието на хлора върху амоняка може да доведе до азотен трихлорид:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислителни свойства на хлора

Хлорът е много силен окислител.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакции с органични вещества

С наситени съединения:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Съединява ненаситени съединения в множество връзки:

CH 2 = CH 2 + Cl 2 → Cl -CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматните съединения заместват водородния атом с хлор в присъствието на катализатори (например AlCl 3 или FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Методи за получаване

Индустриални методи

Първоначално индустриалният метод за производство на хлор се основава на метода на Scheele, тоест реакцията на пиролузит със солна киселина:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

През 1867 г. Deacon разработи метод за производство на хлор чрез каталитично окисляване на хлороводород с атмосферен кислород. Понастоящем процесът Deacon се използва за извличане на хлор от хлороводород, страничен продукт от промишленото хлориране на органични съединения.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Днес хлорът се произвежда в промишлен мащаб заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:

2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Тъй като електролизата на водата протича паралелно с електролизата на натриев хлорид, общото уравнение може да се изрази по следния начин:

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

Използват се три варианта на електрохимичния метод за производство на хлор. Две от тях са електролиза на твърд катод: диафрагмен и мембранни методи, третият е електролиза на течен живачен катод (метод за производство на живак). Сред електрохимичните методи за производство най -лесният и удобен метод е електролизата с живачен катод, но този метод причинява значителна вреда на околната среда в резултат на изпаряване и изтичане на метален живак.

Метод с диафрагма с твърд катод

Кухината на електролизатора е разделена от пореста азбестова преграда - диафрагма - на катодното и анодното пространство, където съответно са разположени катодът и анодът на електролизатора. Следователно такъв електролизер често се нарича диафрагмена електролиза, а производственият метод се нарича диафрагмена електролиза. Поток от наситен анолит (разтвор на NaCl) непрекъснато се подава в анодното пространство на диафрагмения електролизатор. В резултат на електрохимичния процес хлорът се отделя на анода поради разлагането на халита, а водородът се отделя на катода поради разлагането на водата. В този случай почти катодната зона е обогатена с натриев хидроксид.

Мембранен метод с твърд катод

Мембранният метод е по същество подобен на диафрагмения метод, но анодното и катодното пространство са разделени от катионообменна полимерна мембрана. Методът за производство на мембрана е по -ефективен от диафрагмата, но по -труден за използване.

Метод на живачен течен катод

Процесът се извършва в електролитна баня, която се състои от електролизатор, разградител и живачна помпа, свързани помежду си чрез комуникации. В електролитичната баня живакът циркулира под действието на живачна помпа, преминавайки през електролизатора и разградителя. Катодът на електролизатора е поток от живак. Аноди - графитни или с ниско износване. Заедно с живак, анолитен поток - разтвор на натриев хлорид непрекъснато тече през електролизатора. В резултат на електрохимичното разлагане на хлорида се образуват хлорни молекули на анода, а на катода освободеният натрий се разтваря в живак, образувайки амалгама.

Лабораторни методи

В лабораториите за производство на хлор обикновено се използват процеси, основани на окисляването на хлороводорода със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):

2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Съхранение на хлор

Полученият хлор се съхранява в специални "резервоари" или се изпомпва в стоманени бутилки с високо налягане. Бутилките с течен хлор под налягане имат специален цвят - блатен цвят. Трябва да се отбележи, че при продължителна работа на хлорни бутилки, в тях се натрупва изключително експлозивен азотен трихлорид и затова от време на време хлорните бутилки трябва да се подлагат на рутинно промиване и пречистване на азотен хлорид.

Стандарти за качество на хлора

Съгласно ГОСТ 6718-93 „Течен хлор. Спецификации "се произвеждат следните класове хлор

Приложение

Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:

• При производството на поливинилхлорид, пластмасови съединения, синтетичен каучук, от който са направени: изолация за проводници, прозорци, опаковъчни материали, дрехи и обувки, линолеум и грамофонни плочи, лакове, оборудване и полистирол, играчки, части за инструменти, сгради материали. Поливинилхлоридът се произвежда чрез полимеризация на винилхлорид, който днес най-често се получава от етилен по балансиран с хлор метод чрез междинен 1,2-дихлоретан.
• Избелващите свойства на хлора са известни от дълго време, въпреки че не се избелва самият хлор, а атомен кислород, който се образува при разлагането на хипохлористата киселина: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + О .. Този метод за избелване на тъкани, хартия, картон се използва от няколко века.
• Производство на хлорорганични инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но безопасни за растенията. Значителна част от произведения хлор се консумира за получаване на продукти за растителна защита. Един от най -важните инсектициди е хексахлороциклохексан (често наричан хексахлоран). Това вещество е синтезирано за първи път през 1825 г. от Фарадей, но намира практическо приложение едва след повече от 100 години - през 30 -те години на ХХ век.
• Използва се като химически боен агент, както и за производството на други химически бойни агенти: иприт, фосген.
• За дезинфекция на вода - "хлориране". Най -често срещаният начин за дезинфекция на питейна вода; въз основа на способността на свободния хлор и неговите съединения да инхибират ензимните системи на микроорганизми, които катализират окислително -възстановителните процеси. За дезинфекция на питейна вода се използват: хлор, хлорен диоксид, хлорамин и белина. СанПиН 2.1.4.1074-01 установява следните граници (коридор) на допустимото съдържание на свободен остатъчен хлор в питейна вода на централизирано водоснабдяване 0,3 - 0,5 mg / l. Редица учени и дори политици в Русия критикуват самата концепция за хлориране на чешмяна вода, но те не могат да предложат алтернатива на дезинфекциращото последствие от хлорни съединения. Материалите, от които са направени водопроводи, взаимодействат различно с хлорирана чешмяна вода. Свободният хлор в чешмяна вода значително намалява експлоатационния живот на тръбопроводи на базата на полиолефин: различни видове полиетиленови тръби, включително омрежен полиетилен, големи, известни като PEX (PE-X). В САЩ, за да контролират допускането на тръбопроводи от полимерни материали за използване във водопроводи с хлорирана вода, те бяха принудени да приемат 3 стандарта: ASTM F2023 за тръби от омрежен полиетилен (PEX) и гореща хлорирана вода, ASTM F2263 за всички полиетиленови тръби и хлорирана вода и ASTM F2330 за многослойни (метало-полимерни) тръби и гореща хлорирана вода. По отношение на издръжливостта при взаимодействие с хлорирана вода, медни водопроводни тръби показват положителни резултати.
• Регистриран като хранителна добавка в хранително -вкусовата промишленост E925.
• В химическото производство на солна киселина, белина, сол на бертолет, метални хлориди, отрови, лекарства, торове.
• В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.
• Като индикатор за слънчеви неутрино в детектори за хлор-аргон.

Много развити страни се опитват да ограничат употребата на хлор в ежедневието, включително защото при изгарянето на съдържащи хлор отпадъци се образуват значително количество диоксини.

Биологична роля

Хлорът е един от най -важните биогенни елементи и е част от всички живи организми.

При животните и хората хлорните йони участват в поддържането на осмотичното равновесие; хлоридният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Това обяснява съвместното му участие с натриеви и калиеви йони в създаването на постоянно осмотично налягане и регулиране на водно-солевия метаболизъм. Под влияние на GABA (невротрансмитер), хлорните йони имат инхибиращ ефект върху невроните, като намаляват потенциала на действие. В стомаха хлорните йони създават благоприятна среда за действието на протеолитичните ензими в стомашния сок. Хлоровите канали присъстват в много видове клетки, митохондриални мембрани и скелетни мускули. Тези канали изпълняват важни функции в регулирането на обема на течността, трансепителния транспорт на йони и стабилизирането на мембранните потенциали и участват в поддържането на рН на клетките. Хлорът се натрупва във висцералната тъкан, кожата и скелетните мускули. Хлорът се абсорбира главно в дебелото черво. Абсорбцията и екскрецията на хлор са тясно свързани с натриевите йони и бикарбонатите, в по -малка степен с минералокортикоидите и активността на Na + / K + - АТФаза. Клетките натрупват 10-15% от целия хлор, от това количество от 1/3 до 1/2 - в еритроцитите. Около 85% хлор се намира в извънклетъчното пространство. Хлорът се екскретира от тялото главно в урината (90-95%), изпражненията (4-8%) и през кожата (до 2%). Екскрецията на хлор е свързана с натриеви и калиеви йони и реципрочно с НСО 3 - (киселинно -основен баланс).

Човек консумира 5-10 g NaCl на ден. Минималната човешка нужда от хлор е около 800 mg на ден. Бебето получава необходимото количество хлор чрез майчиното мляко, което съдържа 11 mmol / L хлор. NaCl е от съществено значение за производството на солна киселина в стомаха, която подпомага храносмилането и елиминирането на патогенни бактерии. Понастоящем участието на хлора в появата на някои заболявания при хората не е добре разбрано, главно поради малкия брой проучвания. Достатъчно е да се каже, че дори препоръки за ежедневната консумация на хлор не са разработени. Човешката мускулна тъкан съдържа 0,20-0,52% хлор, костите - 0,09%; в кръвта - 2,89 g / l. В тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 кг) 95 г хлор. Всеки ден, с храна, човек получава 3-6 g хлор, което в излишък покрива нуждата от този елемент.

Хлоровите йони са жизненоважни за растенията. Хлорът участва в енергийния метаболизъм в растенията, активирайки окислителното фосфорилиране. Той е необходим за образуването на кислород в процеса на фотосинтеза от изолирани хлоропласти, стимулира спомагателните процеси на фотосинтеза, предимно тези, свързани с натрупването на енергия. Хлорът има положителен ефект върху усвояването на кислород от корените, калиеви, калциеви, магнезиеви съединения. Прекомерната концентрация на хлорни йони в растенията може да има и отрицателна страна, например да намали съдържанието на хлорофил, да намали активността на фотосинтезата и да забави растежа и развитието на растенията.

Но има растения, които в процеса на еволюция или се приспособяват към засоляването на почвата, или в борбата за пространство заемат празни солени блата, на които няма конкуренция. Растенията, растящи върху солени почви, се наричат ​​халофити, те натрупват хлориди през вегетационния период и след това се отърват от излишъка чрез падане на листа или отделят хлориди по повърхността на листата и клоните и получават двойната полза от засенчването на повърхността от слънчева светлина.

Сред микроорганизмите са известни и халофили - халобактерии, които живеят във силно солени води или почви.

Характеристики на работа и предпазни мерки

Хлорът е токсичен задушаващ газ, който, когато попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан, задушаване. Той има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха от около 0,006 mg / l (т.е. два пъти прага на миризма на хлор). Хлорът е един от първите химически бойни агенти, използвани от Германия през Първата световна война. При работа с хлор трябва да се използва защитно облекло, противогаз и ръкавици. За кратко време можете да защитите дихателните органи от проникването на хлор в тях с парцал, навлажнен с разтвор на натриев сулфит Na 2 SO 3 или натриев тиосулфат Na 2 S 2 O 3.

Границата на максималната концентрация на хлор в атмосферния въздух е, както следва: среднодневна - 0,03 mg / m³; максимално еднократно - 0,1 mg / m³; в работните помещения на промишлено предприятие - 1 mg / m³.