¿Qué grupo de no metales es el cloro? Cloro gaseoso, propiedades físicas del cloro, propiedades químicas del cloro. Método de diafragma de cátodo sólido

DEFINICIÓN

Cloro- elemento químico del grupo VII del 3er período de la tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev. No metal.

Se refiere a elementos de la familia -p. Halógeno. El número de serie es 17. La estructura del nivel electrónico externo es 3s 2 3 p 5. La masa atómica relativa es 35,5 amu. La molécula de cloro es diatómica - Cl 2.

Propiedades químicas del cloro

El cloro reacciona con sustancias simples con metales:

Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (t);

Cl2 + 2Fe = 2FeCl3;

Cl 2 + 2Na = 2NaCl.

El cloro interactúa con sustancias simples, no metales. Entonces, al interactuar con fósforo y azufre, se forman los cloruros correspondientes, con flúor - fluoruros, con hidrógeno - cloruro de hidrógeno, con oxígeno - óxidos, etc.

5Cl2 + 2P = 2HCl5;

Cl2 + 2S = SCl2;

Cl _ {2} + H _ {2} = 2HCl;

Cl 2 + F 2 = 2ClF.

El cloro puede desplazar el bromo y el yodo de sus compuestos con hidrógeno y metales:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl;

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

El cloro puede disolverse en agua y álcalis, mientras que ocurren reacciones de desproporción del cloro, y la composición de los productos de reacción depende de las condiciones para su implementación:

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO;

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O;

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

El cloro interactúa con un óxido que no forma sal - CO para formar una sustancia con un nombre trivial - fosgeno, con amoníaco para formar tricloruro de amonio:

Cl 2 + CO = COCl 2;

3 Cl _ {2} + 4NH _ {3} = NCl _ {3} + 3NH _ {4} Cl.

En reacciones, el cloro presenta propiedades oxidantes:

Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S.

El cloro entra en reacciones de interacción con sustancias orgánicas de la clase de alcanos, alquenos y arenos:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (condición - radiación UV);

CH 2 = CH 2 + Cl 2 = CH 2 (Cl) -CH 2 -Cl;

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

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (condición - radiación UV).

Propiedades físicas del cloro

El cloro es un gas de color amarillo verdoso. Térmicamente estable. Cuando el agua enfriada se satura con cloro, se forma un clarato sólido. Se disuelve bien en agua, en gran medida sufre una dismutación ("agua clorada"). Se disuelve en tetracloruro de carbono, SiCl 4 líquido y TiCl 4. Poco soluble en solución saturada de cloruro de sodio. No reacciona con el oxigeno. Agente oxidante fuerte. El punto de ebullición es -34.1C, el punto de fusión es -101.03C.

Producción de cloro

Anteriormente, el cloro se obtenía por el método Scheele (la reacción de la interacción del óxido de manganeso (VI) con el ácido clorhídrico) o por el método Deacon (la reacción de la interacción del cloruro de hidrógeno con el oxígeno):

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O;

4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2.

Hoy en día se utilizan las siguientes reacciones para obtener cloro:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2 + H2O;

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5 Cl2 + 8H2O;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (condición - electrólisis).

Aplicación de cloro

El cloro ha encontrado una amplia aplicación en varios campos de la industria, ya que se utiliza en la producción de materiales poliméricos (cloruro de polivinilo), blanqueadores, insecticidas organoclorados (hexaclorán), agentes de guerra química (fosgeno), para la desinfección del agua, en la industria alimentaria, en metalurgia, etc.

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

EJEMPLO 2

Ejercicio	¿Qué volumen, masa y cantidad de cloro se liberará (n.u.) cuando 17.4 g de óxido de manganeso (IV) interactúen con el ácido clorhídrico tomado en exceso?
Solución	Escribamos la ecuación para la reacción de la interacción del óxido de manganeso (IV) con el ácido clorhídrico: 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Masas molares de óxido de manganeso (IV) y cloro, calculadas utilizando la tabla de elementos químicos de D.I. Mendeleev - 87 y 71 g / mol, respectivamente. Calculemos la cantidad de sustancia de óxido de manganeso (IV): n (MnO 2) = m (MnO 2) / M (MnO 2); n (MnO 2) = 17,4 / 87 = 0,2 mol. De acuerdo con la ecuación de reacción n (MnO 2): n (Cl 2) = 1: 1, por lo tanto, n (Cl 2) = n (MnO 2) = 0.2 mol. Entonces la masa y el volumen de cloro serán iguales: m (Cl2) = 0,2 x 71 = 14,2 g; V (Cl 2) = n (Cl 2) × V m = 0.2 × 22.4 = 4.48 litros.
Respuesta	La cantidad de sustancia de cloro es de 0,2 mol, el peso es de 14,2 g, el volumen es de 4,48 litros.

Cloro- elemento del 3er período y VII del grupo A del sistema periódico, número de serie 17. Fórmula electrónica del átomo [10 Ne] 3s 2 Зр 5, estados característicos de oxidación 0, -1, + 1, +5 y +7. El estado más estable es Cl -1. Escala de oxidación de cloro:

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

5 - ClO 3 -, HClO 3, KClO 3

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

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

El cloro tiene una alta electronegatividad (2,83) y presenta propiedades no metálicas. Es parte de muchas sustancias: óxidos, ácidos, sales, compuestos binarios.

En naturaleza - duodécimo en términos de abundancia química, un elemento (quinto entre los no metales). Se encuentra solo en forma químicamente unida. El tercer elemento más abundante en las aguas naturales (después de O y H), especialmente mucho cloro en el agua de mar (hasta un 2% en peso). Un elemento vital para todos los organismos.

Cloro C1 2... Sustancia simple. Gas de color amarillo verdoso con un olor acre sofocante. La molécula Сl 2 no es polar, contiene el enlace σ С1-С1. Térmicamente estable, no inflamable en el aire; una mezcla con hidrógeno explota a la luz (el hidrógeno se quema en cloro):

Cl 2 + H 2 ⇌HCl

Disolveremos bien en agua, sufre una dismutación en ella en un 50% y por completo en una solución alcalina:

Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I

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

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

Una solución de cloro en agua se llama agua con cloro, a la luz, el ácido HClO se descompone en HCl y oxígeno atómico O 0, por lo tanto, el "agua con cloro" debe almacenarse en una botella oscura. La presencia de ácido HClO en el "agua con cloro" y la formación de oxígeno atómico explican sus fuertes propiedades oxidantes: por ejemplo, muchos tintes se decoloran en cloro húmedo.

El cloro es un agente oxidante muy fuerte en relación con metales y no metales:

Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fе → 2FеСl 3 (200 ° C)

Сl 2 + Se = SeCl 4

Сl 2 + Pb → PbCl 2 (300 °CON)

5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 (90 ° C)

2Cl 2 + Si → SiCl 4 (340 ° C)

Reacciones con compuestos de otros halógenos:

a) Cl 2 + 2KBg (P) = 2KSl + Br 2 (hirviendo)

b) Cl 2 (semanas) + 2KI (p) = 2KSl + I 2 ↓

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

Reacción cualitativa- interacción de la deficiencia de CL 2 con KI (ver arriba) y detección de yodo por coloración azul después de agregar una solución de almidón.

Recepción cloro en industria:

2NаСl (derretir) → 2Nа + Сl 2 (electrólisis)

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Сl 2+ 2NаОН (electrólisis)

y en laboratorios:

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

(de manera similar con la participación de otros agentes oxidantes; para más detalles, ver reacciones para НСl y NaСl).

El cloro pertenece a los productos de la principal industria química, se utiliza para la obtención de bromo y yodo, cloruros y derivados que contienen oxígeno, para blanquear el papel, como desinfectante para el agua potable. Venenoso.

Cloruro de hidrógeno HC l ... Ácido anóxico. Gas incoloro de olor acre, más pesado que el aire. La molécula contiene un enlace σ covalente Н - Сl. Térmicamente estable. Disolvamos muy bien en agua; las soluciones diluidas se llaman ácido clorhídrico, y una solución concentrada humeante (35-38%) - ácido clorhídrico(el nombre lo dieron los alquimistas). Ácido fuerte en solución, neutralizado con álcalis e hidrato de amoniaco. Un agente reductor fuerte en una solución concentrada (debido a Cl - I), un agente oxidante débil en una solución diluida (debido a H I). Una parte integral del "aqua regia".

La reacción cualitativa al ion Cl - es la formación de precipitados blancos АgСl y Нg 2 Сl 2, que no se transfieren a la solución por la acción del ácido nítrico diluido.

El cloruro de hidrógeno sirve como materia prima en la producción de cloruros, productos organoclorados, se usa (en forma de solución) para grabar metales, descomponer minerales y menas. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

НСl (dilución) + NaOH (dilución) = NaСl + Н 2 O

HCl (diluido) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

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

16HCl (concentrado, horizontal) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

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

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

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

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

2HCl (diluido) + MCO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Ca, Ba)

НСl (dilución) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl ↓

Obtención de НСl en la industria - combustión de Н 2 en Сl 2 (ver), en el laboratorio - desplazamiento de cloruros con ácido sulfúrico:

NaCl (t) + H 2 SO4 (conc.) = NaHSO 4 + NSl(50 ° C)

2NaСl (t) + Н 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 ° C)

Cloruros

Cloruro de sodio N / A Сl ... Sal sin oxígeno. Nombre del hogar sal... Blanco, ligeramente higroscópico. Se funde y hierve sin descomponerse. Moderadamente soluble en agua, la solubilidad depende poco de la temperatura, la solución tiene un sabor salado característico. No sufre hidrólisis. Agente reductor débil. Entra en reacciones de intercambio iónico. Electrolizado en fusión y solución.

Se utiliza para producir hidrógeno, sodio y cloro, sosa, sosa cáustica y cloruro de hidrógeno, como componente de mezclas refrescantes, alimentos y conservantes.

En la naturaleza, la mayor parte de los depósitos de sal gema, o hálito, y silvinita(junto con KCl), salmuera de lagos salados, impurezas minerales del agua de mar (contenido de NaCl = 2,7%). En la industria, se obtienen por evaporación de salmueras naturales.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

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

10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (conc.) + 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 (conc.) + К 2 Сr 2 O 7 (т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O + ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 ° C)

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

NaСl (dilución) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl ↓

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

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

2NаСl (р, 20%) → Сl 2 + 2 norteun (Hgramo) "amalgama"(electrólisis, enHg-cátodo)

Cloruro de potasio KCl ... Sal sin oxígeno. Blanco, no absorbente. Se funde y hierve sin descomponerse. Disolveremos moderadamente en agua, la solución tiene un sabor amargo, no hay hidrólisis. Entra en reacciones de intercambio iónico. Se utiliza como fertilizante potásico para la obtención de K, KOH y Cl 2. En la naturaleza, la parte constituyente principal (junto con el NaCl) de los depósitos silvinita.

Las ecuaciones de las reacciones más importantes son las mismas que las del NaCl.

Cloruro de calcio CaCl 2 ... Sal sin oxígeno. Blanco, se funde sin descomponerse. Difumina en el aire debido a la vigorosa absorción de humedad. Forma un hidrato cristalino de CaCl 2 6H 2 O con una temperatura de deshidratación de 260 ° C. Disolvamos bien en agua, sin hidrólisis. Entra en reacciones de intercambio iónico. Se utiliza para la deshumidificación de gases y líquidos, preparación de mezclas de enfriamiento. Componente de las aguas naturales, parte integral de su dureza "constante".

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

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

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

CaCl 2 + 2NaOH (conc.) = 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 (electrólisis, 800 ° C)

Recepción:

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

Cloruro de aluminio AlCl 3 ... Sal sin oxígeno. Blanco, fusible, muy volátil. El par consta de monómeros covalentes AlCl 3 (estructura triangular, hibridación sp 2, predominante a 440-800 ° C) y dímeros Al 2 Cl 6 (más precisamente, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, estructura - dos tetraedros con un borde común, sp 3 -hibridación, prevalece a 183-440 ° C). Es higroscópico, "humea" en el aire. Forma hidrato cristalino, que se descompone al calentarlo. Disolvamos bien en agua (con un fuerte efecto exo), se disocia completamente en iones, crea un ambiente fuertemente ácido en solución debido a la hidrólisis. Reacciona con álcalis, hidrato de amoniaco. Se recupera por electrólisis de la masa fundida. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Reacción cualitativa en el ion Al 3+: la formación de un precipitado de AlPO 4, que se transfiere a una solución con ácido sulfúrico concentrado.

Se utiliza como materia prima en la producción de aluminio, como catalizador en síntesis orgánica y en el craqueo de aceite, como portador de cloro en reacciones orgánicas. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

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

AlCl 3 (t) + 2H 2 O (humedad) = AlCl (OH) 2 (t) + 2HCl (Humo blanco")

AlCl 3 + 3NaOH (diluido) = Al (OH) 3 (amorfo) ↓ + 3NaCl

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

АlСl 3 + 3 (NH 3. Н 2 O) (conc.) = Аl (ОН) 3 (amorfo) + ЗNН 4 Сl

АlCl 3 + 3 (NH 3 Н 2 O) (conc.) = 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 (electrólisis, 800 ° C ,en derretimientonorteC.Al)

RecepciónАlСl en industria y - cloración de caolín, alúmina o bauxita en presencia de coque:

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

Cloruro de hierro ( II ) F CE l 2 ... Sal sin oxígeno. Blanco (hidratado azul verdoso), higroscópico. Se funde y hierve sin descomponerse. Con un calentamiento fuerte, es volátil en el flujo de HCl. Los enlaces Fe-Cl son predominantemente covalentes; el par consta de monómeros FeCl 2 (estructura lineal, hibridación sp) y dímeros Fe 2 Cl 4. Sensible al oxígeno del aire (se oscurece). Disolvamos bien en agua (con un fuerte efecto exo), se disocia completamente en iones, se hidroliza débilmente por catión. Cuando se hierve, la solución se descompone. Reacciona con ácidos, álcalis, hidrato de amoniaco. Agente reductor típico. Entra en reacciones de intercambio iónico y complejación.

Se utiliza para la síntesis de FeCl y Fe 2 O 3, como catalizador en la síntesis orgánica, componente de los fármacos contra la anemia.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220 ° C, en atm.norte 2 )

FeCl 2 (conc.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (hirviendo)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (conc.) = FeSO 4 + 2HCl (hirviendo)

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

FeCl 2 + 2NaOH (diluido) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl (en atm.norte 2 )

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

FeCl 2 + H 2 = 2HCl + Fe (extra puro, por encima de 500 ° С)

4FеСl 2 + O 2 (aire) → 2Fе (Сl) O + 2FеСl 3 (t)

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

5Fе 2+ + 8H + + MnO - 4 = 5Fе 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O

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

Fe 2+ + S 2- (dividido) = FeS ↓

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

FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90 ° С, roto. НСl, electrólisis)

Recepción e: interacción de Fe con ácido clorhídrico:

Fe + 2HCl = FeCl 2+ H 2

(v industria utilizar cloruro de hidrógeno y realizar el proceso a 500 ° C).

Cloruro de hierro ( III ) F CE l 3 ... Sal sin oxígeno. Negro-marrón (rojo oscuro en luz transmitida, verde en luz reflejada), amarillo oscuro hidratado. Cuando se derrite, se convierte en un líquido rojo. Muy volátil, se descompone con un fuerte calentamiento. Los enlaces Fe-Cl son predominantemente covalentes. El vapor consta de monómeros FeCl 3 (estructura triangular, hibridación sp 2, que prevalece por encima de 750 ° C) y dímeros de Fe 2 Cl 6 (más precisamente, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, estructura - dos tetraedros con un borde común, sp 3 -hibridación, prevalece a 316-750 ° C). Hidrato cristalino FeCl. 6Н 2 O tiene la estructura Сl 2Н 2 O. Bien soluble en agua, la solución es amarilla; fuertemente hidrolizado catiónicamente. Se descompone en agua caliente, reacciona con álcalis. Agente oxidante y reductor débil.

Se utiliza como agente de cloro, catalizador en síntesis orgánica, mordiente para teñir tejidos, coagulante para purificar agua potable, grabador de placas de cobre en electroformado, componente de fármacos hemostáticos.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

FeCl 3 6H 2 O = Cl + 2H 2 O (37 ° C)

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

FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (amarillo)

2FеСl3 (conc.) + 4Н 2 O = + (amarillo) + - (bts.)

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

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

FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (conc, caliente) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl

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

2FеСl 3 (р) + Сu → 2FеСl 2 + СuСl 2

Cloruro amónico norte H 4 Cl ... Sal sin oxígeno, el nombre técnico es amoniaco. Blanco, volátil, térmicamente inestable. Disolvamos bien en agua (con un efecto endo notable, Q = -16 kJ), hidrolizado por catión. Se descompone con álcalis cuando la solución se hierve, transfiere magnesio e hidróxido de magnesio a la solución. Entra en la reacción de conjugación con nitratos.

Reacción cualitativa para iones NH 4 + - liberación de NH 3 cuando se hierve con álcalis o cuando se calienta con cal apagada.

Se utiliza en síntesis inorgánica, en particular para crear un ambiente débilmente ácido, como componente de fertilizantes nitrogenados, celdas galvánicas secas, al soldar cobre y estañar productos de acero.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

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

NH 4 Cl + NaOH (sat.) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100 ° C)

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

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

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

NH + (sat.) + NO - 2 (sat.) = N 2 + 2H 2 O (100 ° C)

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

Recepción: interacción de NH 3 con HCl en fase gaseosa o NH 3 H 2 O con HCl en solución.

Hipoclorito de calcio Ca (C l O) 2 ... Sal de ácido hipocloroso HClO. Blanco, se descompone al calentarlo sin fundirse. Disolvamos bien en agua fría (se forma una solución incolora), hidrolizada por anión. Reactivo, completamente descompuesto por agua caliente, ácidos. Agente oxidante fuerte. Cuando está en reposo, la solución absorbe dióxido de carbono del aire. Es un componente activo cloro (blanqueo) Lima - mezclas de composición indefinida con CaCl 2 y Ca (OH) 2. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Ca (ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 ° C)

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

Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (en el frio)

Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (dilución) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Recepción:

2Ca (OH) 2 (suspensión) + 2Cl 2 (g) = Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O

Clorato de potasio KS lO 3 ... Sal de ácido clorhídrico HClO 3, la sal más conocida de los ácidos clorados oxigenados. Nombre técnico - sal de berthollet(el nombre de su descubridor C.-L. Berthollet, 1786). Blanco, se funde sin descomponerse, se descompone al calentarlo más. Disolvamos bien en agua (se forma una solución incolora), no hay hidrólisis. Se descompone con ácidos concentrados. Agente oxidante fuerte al fusionar.

Se utiliza como componente de mezclas explosivas y pirotécnicas, cabezas de fósforos, en el laboratorio, una fuente sólida de oxígeno.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

4KSlO 3 = 3KSlO 4 + KCl (400 ° C)

2KSlO 3 = 2KSl + 3O 2 (150-300 ° C, cat. MP)O 2 )

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

3КСlO 3 (Т) + 2Н 2 SO 4 (concentrado, Caliente) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(el dióxido de cloro explota con la luz: 2ClO2 (D)= Сl 2 + 2O 2 )

2KSlO 3 + E 2 (ej.) = 2KEO 3 + Cl 2 (en la parte NNO 3 , E = Br, I)

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

Recepción KClO 3 en la industria: electrólisis de una solución de KCl caliente (el producto de KClO 3 se libera en el ánodo):

КСl + 3Н 2 O → Н 2 + КСlO 3 (40-60 ° C, electrólisis)

Bromuro de potasio KB r ... Sal sin oxígeno. Blanco, no higroscópico, se funde sin descomponerse. Disolvamos bien en agua, no hay hidrólisis. Agente reductor (más débil que

Reacción cualitativa para el ion Br: desplazamiento del bromo de la solución de KBr con cloro y extracción del bromo en un disolvente orgánico, por ejemplo CCl 4 (como resultado, la capa acuosa se decolora, la capa orgánica se vuelve marrón).

Se utiliza como componente de los agentes de grabado para el grabado de metales, como componente de las emulsiones fotográficas y como fármaco.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

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 O

Br - + Ag + = AgBr ↓

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

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

Recepción:

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

Yoduro de potasio K I ... Sal sin oxígeno. Blanco, no absorbente. Se vuelve amarillo cuando se almacena a la luz. Disolvamos bien en agua, no hay hidrólisis. Agente reductor típico. Una solución acuosa de KI disuelve bien I 2 debido a la complejación.

Alta calidad la reacción para el ión I es el desplazamiento del yodo de la solución de KI por falta de cloro y la extracción del yodo en un disolvente orgánico, por ejemplo CCl 4 (como resultado, la capa acuosa se decolora, la capa orgánica se vuelve violeta) .

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

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 2 O

I - + Àg + = ÀgI (amarillo.) ↓

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

KI + 3H 2 O + 3Cl 2 (p) (ej.) = KIO 3 + 6HCl (80 ° C)

KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (corto) ("Agua yodada")

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

Recepción:

K 2 CO 3 + 2HI = 2 CI+ CO 2 + H 2 O

El cloro fue obtenido por primera vez en 1772 por Scheele, quien describió su liberación durante la interacción de pirolusita con ácido clorhídrico en su tratado sobre pirolusita: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele notó el olor a cloro, similar al olor del agua regia, su capacidad para interactuar con el oro y el cinabrio y sus propiedades blanqueadoras. Sin embargo, Scheele, de acuerdo con la teoría del flogisto que prevalecía en la química en ese momento, sugirió que el cloro era ácido clorhídrico desflogistizado, es decir, óxido de ácido clorhídrico.
Berthollet y Lavoisier sugirieron que el cloro es un óxido del elemento murio, pero los intentos de aislarlo no tuvieron éxito hasta el trabajo de Davy, quien pudo descomponer la sal de mesa en sodio y cloro por electrólisis.
El nombre del elemento proviene del griego clwroz- "verde".

Estar en la naturaleza, conseguir:

El cloro natural es una mezcla de dos isótopos 35 Cl y 37 Cl. El cloro es el halógeno más abundante en la corteza terrestre. Dado que el cloro es muy activo, en la naturaleza se encuentra solo en forma de compuestos en la composición de minerales: halita NaCl, silvinita KCl, silvinita KCl NaCl, bischofita MgCl 2 6H 2 O, carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, kainita KCl MgSO 4 · 3H 2 O. Las mayores reservas de cloro están contenidas en la composición de las sales de las aguas de los mares y océanos.
A escala industrial, el cloro se obtiene junto con hidróxido de sodio e hidrógeno por electrólisis de una solución de cloruro de sodio:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Para recuperar el cloro del cloruro de hidrógeno, que es un subproducto de la cloración industrial de compuestos orgánicos, se utiliza el proceso Deacon (oxidación catalítica del cloruro de hidrógeno con oxígeno atmosférico):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
En los laboratorios se suelen utilizar procesos basados ​​en la oxidación del cloruro de hidrógeno con oxidantes fuertes (por ejemplo, óxido de manganeso (IV), permanganato de potasio, dicromato de potasio):
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

Propiedades físicas:

En condiciones normales, el cloro es un gas de color amarillo verdoso con un olor sofocante. El cloro se disuelve notablemente en agua ("agua con cloro"). A 20 ° C, se disuelven 2,3 volúmenes de cloro en un volumen de agua. Temperatura de evaporación = -34 ° C; punto de fusión = -101 ° C, densidad (gas, n.e.p.) = 3,214 g / l.

Propiedades químicas:

El cloro es muy activo: se combina directamente con casi todos los elementos de la tabla periódica, metales y no metales (excepto carbono, nitrógeno, oxígeno y gases inertes). El cloro es un agente oxidante muy fuerte, que desplaza los no metales menos activos (bromo, yodo) de sus compuestos con hidrógeno y metales:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
Cuando se disuelve en agua o álcalis, el cloro se dismuta, formando ácidos hipocloroso (y cuando se calienta, perclórico) y clorhídrico, o sus sales.
Cl _ {2} + H _ {2} O HClO + HCl;
El cloro interactúa con muchos compuestos orgánicos, entrando en reacciones de sustitución o adición:
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
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
El cloro tiene siete estados de oxidación: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Las conexiones más importantes:

Cloruro de hidrógeno HCl- un gas incoloro, humea en el aire debido a la formación de gotitas de niebla con vapor de agua. Tiene un olor acre y es muy irritante para el tracto respiratorio. Contenido en gases y aguas volcánicas, en jugo gástrico. Las propiedades químicas dependen del estado en el que se encuentre (puede ser en estado gaseoso, líquido o en solución). La solución de HCl se llama ácido clorhídrico (clorhídrico)... Es un ácido fuerte que desplaza a los ácidos más débiles de sus sales. Sales - cloruros- Sustancias sólidas cristalinas con altos puntos de fusión.
Cloruros covalentes- compuestos de cloro con no metales, gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión con propiedades ácidas características, por regla general, fácilmente hidrolizados con agua para formar ácido clorhídrico:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Óxido de cloro (I) Cl 2 O., el gas es de color amarillo parduzco con un olor acre. Afecta los órganos respiratorios. Fácilmente soluble en agua, formando ácido hipocloroso.
Ácido hipocloroso HClO... Existe solo en soluciones. Es un ácido débil e inestable. Se descompone fácilmente en ácido clorhídrico y oxígeno. Agente oxidante fuerte. Formado disolviendo cloro en agua. Sales - hipocloritos, inestable (NaClO * H 2 O se descompone con una explosión a 70 ° C), agentes oxidantes fuertes. Ampliamente utilizado para blanquear y desinfectar. polvo de blanquear, sal mixta Ca (Cl) OCl
Ácido cloroso HClO 2, en forma libre es inestable, incluso en una solución acuosa diluida, se descompone rápidamente. Ácido de concentración media, sales - cloritos suelen ser incoloras y fácilmente solubles en agua. A diferencia de los hipocloritos, los cloritos exhiben propiedades oxidantes pronunciadas solo en un ambiente ácido. La mayor aplicación (para blanquear tejidos y pulpa de papel) es el clorito de sodio NaClO 2.
Óxido de cloro (IV) ClO 2, - gas amarillo verdoso con un olor desagradable (acre), ...
Ácido clorhídrico, HClO 3 - inestable en forma libre: se desproporciona a ClO 2 y HClO 4. Sales - cloratos; de estos, los más importantes son los cloratos de sodio, potasio, calcio y magnesio. Estos son oxidantes fuertes, explosivos cuando se mezclan con agentes reductores. Cloruro de potasio ( sal de berthollet) - KClO 3, se utilizó para obtener oxígeno en el laboratorio, pero debido al alto peligro se dejó de utilizar. Las soluciones de clorato de potasio se han utilizado como un medicamento externo antiséptico suave para hacer gárgaras.
Ácido perclórico HClO 4, en soluciones acuosas, el ácido perclórico es el más estable de todos los ácidos clorados que contienen oxígeno. El ácido perclórico anhidro, que se obtiene utilizando ácido sulfúrico concentrado a partir de HClO 4 al 72%, no es muy estable. Es el ácido monobásico más fuerte (en solución acuosa). Sales - percloratos, se utilizan como oxidantes (motores de cohetes de propulsante sólido).

Solicitud:

El cloro se utiliza en muchas industrias, la ciencia y las necesidades del hogar:
- En la producción de cloruro de polivinilo, compuestos plásticos, caucho sintético;
- Para blanquear telas y papeles;
- Producción de insecticidas organoclorados: sustancias que matan insectos dañinos para los cultivos, pero seguros para las plantas;
- Para la desinfección del agua - "cloración";
- En la industria alimentaria está registrado como aditivo alimentario E925;
- En la producción química de ácido clorhídrico, lejía, sal de berthollet, cloruros metálicos, venenos, medicinas, fertilizantes;
- En metalurgia para la producción de metales puros: titanio, estaño, tantalio, niobio.

Papel biológico y toxicidad:

El cloro es uno de los elementos biogénicos más importantes y forma parte de todos los organismos vivos. En animales y seres humanos, los iones de cloro intervienen en el mantenimiento del equilibrio osmótico; el ión de cloruro tiene un radio óptimo para penetrar en la membrana celular. Los iones de cloro son vitales para las plantas, participan en el metabolismo energético de las plantas, activando la fosforilación oxidativa.
El cloro en forma de sustancia simple es venenoso, cuando ingresa a los pulmones provoca una quemadura del tejido pulmonar, asfixia. Tiene un efecto irritante en el tracto respiratorio a una concentración en el aire de aproximadamente 0,006 mg / l (es decir, el doble del umbral de olor a cloro). El cloro fue uno de los primeros agentes de guerra química utilizados por Alemania en la Primera Guerra Mundial.

Korotkova Y., Shvetsova I.
Universidad Estatal KhF Tyumen, grupo 571.

Fuentes: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl et al.,
El sitio de la Universidad Técnica Química de Rusia que lleva el nombre D. I. Mendeleeva:

• Designación - Cl (Cloro);
• Período - III;
• Grupo - 17 (VIIa);
• Masa atómica - 35,4527;
• Número atómico - 17;
• Radio del átomo = 99 pm;
• Radio covalente = 102 ± 4 pm;
• Distribución de electrones - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• punto de fusión = 100,95 ° C;
• punto de ebullición = -34,55 ° C;
• Electronegatividad (Pauling / Alpred y Rohov) = 3,16 / -;
• Estado de oxidación: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Densidad (n. At.) = 3,21 g / cm 3;
• Volumen molar = 18,7 cm 3 / mol.

El cloro en su forma pura fue aislado por primera vez por el científico sueco Karl Scheele en 1774. El elemento recibió su nombre actual en 1811, cuando G. Davie propuso el nombre "cloro", que pronto fue abreviado a "cloro" con la ligera mano de J. Gay-Lussac. El científico alemán Johann Schweiger propuso el nombre "halógeno" para el cloro, pero se decidió utilizar este término para nombrar a todo el grupo de elementos, que incluye el cloro.

El cloro es el halógeno más abundante en la corteza terrestre; el cloro representa el 0,025% de la masa total de átomos en la corteza terrestre. Debido a su alta actividad, el cloro no se encuentra en la naturaleza en forma libre, sino solo en la composición de los compuestos, mientras que el cloro está "en el tambor" con qué elemento reaccionar, la ciencia moderna conoce los compuestos de cloro con casi toda la tabla periódica .

La mayor parte del cloro en la Tierra está contenida en el agua salada del Océano Mundial (contenido 19 g / l). De los minerales, la mayor parte del cloro está contenido en halita, silvita, silvinita, bischofita, carnalita y cainita.

El cloro juega un papel importante en la actividad de las células nerviosas, así como en la regulación de los procesos osmóticos en humanos y animales. El cloro también forma parte de la sustancia verde de las plantas: la clorofila.

El cloro natural está compuesto por una mezcla de dos isótopos:

• 35 Cl - 75,5%
• 37 Cl - 24,5%

Arroz. La estructura del átomo de cloro..

La configuración electrónica del átomo de cloro es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (ver. Estructura electrónica de los átomos). En la formación de enlaces químicos con otros elementos, 5 electrones pueden participar en el nivel 3p externo + 2 electrones del nivel 3s (7 electrones en total), por lo tanto, en los compuestos, el cloro puede asumir estados de oxidación de +7 a - 1. Como se mencionó anteriormente, el cloro es un halógeno reactivo.

Propiedades físicas del cloro:

• en n.u. El cloro es un gas venenoso de color verde amarillento con un olor acre;
• el cloro es 2,5 veces más pesado que el aire;
• en n.u. 2,5 volúmenes de cloro se disuelven en 1 litro de agua; esta solución se llama agua con cloro.

Propiedades químicas del cloro

Interacción del cloro con sustancias simples(Cl actúa como un agente oxidante fuerte):

• con hidrógeno (la reacción procede solo en presencia de luz): Cl 2 + H 2 = 2HCl
• con metales con formación de cloruros: Cl 2 0 + 2Na 0 = 2Na +1 Cl -1 3Cl 2 0 + 2Fe 0 = 2Fe +3 Cl 3-1
• con no metales menos electronegativos que el cloro: Cl 2 0 + S 0 = S +2 Cl 2 -1 3Cl 2 0 + 2P 0 = 2P +3 Cl 3 -1
• el cloro no reacciona directamente con el nitrógeno y el oxígeno.

Interacción del cloro con sustancias complejas:

Una de las reacciones más famosas del cloro con sustancias complejas es la interacción del cloro con el agua: quien vive en una gran ciudad, seguro, periódicamente se encuentra con una situación en la que, después de abrir un grifo con agua, siente un olor persistente a cloro. luego de lo cual muchos se quejan, dicen, se volvió a clorar el agua ... La cloración del agua es una de las principales formas de desinfectarla de microorganismos no deseados que no son seguros para la salud humana. ¿Por qué sucede? Analicemos la reacción del cloro con el agua, que se desarrolla en dos etapas:

• En la primera etapa, se forman dos ácidos: clorhídrico e hipocloroso: Cl 2 0 + H 2 O ↔ HCl -1 + HCl +1 O
• En la segunda etapa, el ácido hipocloroso se descompone con la liberación de oxígeno atómico, que oxida el agua (matando microorganismos) + expone los tejidos teñidos con tintes orgánicos al efecto blanqueador si se sumergen en agua con cloro: HClO = HCl + [O] - el la reacción procede a la luz

CON ácidos el cloro no interactúa.

Interacción del cloro con jardines:

• en el frío: Cl 2 0 + 2NaOH = NaCl -1 + NaCl +1 O + H 2 O
• cuando se calienta: 3Cl 2 0 + 6KOH = 5KCl -1 + KCl +5 O 3 + 3H 2 O
• con bromuros metálicos: Cl 3 + 2KBr = 2KCl + Br 2 ↓
• con yoduros metálicos: Cl 2 + 2KI = 2KCl + I 2 ↓
• el cloro no reacciona con los fluoruros metálicos debido a su mayor capacidad oxidante que el cloro.

El cloro entra "fácilmente" en reacciones con sustancias orgánicas:

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

Como resultado de la primera reacción con el metano, que procede con la luz, se forman cloruro de metilo y ácido clorhídrico. Como resultado de la segunda reacción con benceno, que tiene lugar en presencia de un catalizador (AlCl 3), se forman clorobenceno y ácido clorhídrico.

• Ecuaciones redox de cloro (método de balance electrónico).
• Ecuaciones de reacciones redox del cloro (método de semirreacción).

Producción y uso de cloro

El cloro se produce industrialmente por electrólisis de una solución acuosa (el cloro se libera en el ánodo; en el cátodo - hidrógeno) o el cloruro de sodio fundido (el cloro se libera en el ánodo; en el cátodo - sodio):

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

En el laboratorio, el cloro se produce por la acción del HCl concentrado sobre varios agentes oxidantes cuando se calienta. El óxido de manganeso, el permanganato de potasio y la sal de Berthollet pueden actuar como oxidantes:

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 + 5 O 3 + 6HCl -1 = KCl + 3Cl 2 0 + 3H 2 O

Aplicación de cloro:

• blanqueo de tejidos y papel;
• desinfección de agua;
• producción de plásticos;
• producción de lejía, cloroformo, pesticidas, detergentes, cauchos;
• síntesis de cloruro de hidrógeno en la producción de ácido clorhídrico.

Cloro(del griego. χλωρ? ς - "verde") - un elemento del subgrupo principal del séptimo grupo, el tercer período del sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, con número atómico 17. Está designado por el símbolo Cl(lat. Cloro). No metal reactivo. Está incluido en el grupo de los halógenos (originalmente el químico alemán Schweiger usó el nombre "halógeno" para el cloro [literalmente "halógeno" se traduce como soleod], pero no echó raíces, y más tarde se volvió común para el grupo VII. de elementos, que incluye cloro).

La sustancia simple cloro (número CAS: 7782-50-5) en condiciones normales es un gas venenoso de color verde amarillento, con un olor acre. La molécula de cloro es diatómica (fórmula Cl 2).

Historia del descubrimiento de cloro

Por primera vez, J. Prisley recolectó cloruro de hidrógeno anhidro gaseoso en 1772. (sobre mercurio líquido). El cloro fue obtenido por primera vez en 1774 por Scheele, quien describió su liberación durante la interacción de la pirolusita con el ácido clorhídrico en su tratado sobre pirolusita:

4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Scheele notó el olor a cloro, similar al olor del agua regia, su capacidad para interactuar con el oro y el cinabrio y sus propiedades blanqueadoras.

Sin embargo, Scheele, de acuerdo con la teoría del flogisto que prevalecía en la química en ese momento, sugirió que el cloro era ácido clorhídrico desflogistizado, es decir, óxido de ácido clorhídrico. Berthollet y Lavoisier sugirieron que el cloro es un óxido del elemento muria sin embargo, los intentos de aislarlo resultaron infructuosos hasta el trabajo de Davy, quien, mediante electrólisis, pudo descomponer la sal de mesa en sodio y cloro.

Distribución en la naturaleza

En la naturaleza, hay dos isótopos de cloro 35 Cl y 37 Cl. El cloro es el halógeno más abundante en la corteza terrestre. El cloro es muy activo: se combina directamente con casi todos los elementos de la tabla periódica. Por lo tanto, en la naturaleza, se presenta solo en forma de compuestos en la composición de minerales: halita NaCl, sylvin KCl, silvinita KCl NaCl, bischofita MgCl 2 6H2O, carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, kainita KCl MgSO 4 3H 2 O. Las mayores reservas de cloro están contenidas en la composición de las sales de las aguas de los mares y océanos (el contenido en agua de mar es de 19 g / l). El cloro representa el 0.025% del número total de átomos en la corteza terrestre, el número clarke de cloro es 0.017% y el cuerpo humano contiene 0.25% de iones de cloro en peso. En humanos y animales, el cloro se encuentra principalmente en los fluidos intercelulares (incluida la sangre) y juega un papel importante en la regulación de los procesos osmóticos, así como en los procesos asociados con el trabajo de las células nerviosas.

Propiedades físicas y fisicoquímicas

En condiciones normales, el cloro es un gas de color amarillo verdoso con un olor sofocante. Algunas de sus propiedades físicas se presentan en la tabla.

Algunas propiedades físicas del cloro

Propiedad	Sentido
Color (gas)	Amarillo verde
Temperatura de ebullición	−34 ° C
Temperatura de fusión	−100 ° C
temperatura de descomposición (disociación en átomos)	~ 1400 ° C
Densidad (gas, n.o.)	3,214 g / l
Afinidad electrónica de un átomo	3,65 eV
Primera energía de ionización	12,97 eV
Calor específico (298 K, gas)	34,94 (J / mol K)
Temperatura crítica	144 ° C
Presión crítica	76 cajeros automáticos
Entalpía estándar de formación (298 K, gas)	0 (kJ / mol)
Entropía estándar de formación (298 K, gas)	222,9 (J / mol K)
Entalpía de fusión	6.406 (kJ / mol)
Entalpía de ebullición	20,41 (kJ / mol)
Energía de escisión del enlace homolítico Х-Х	243 (kJ / mol)
Energía de escisión del enlace heterolítico Х-Х	1150 (kJ / mol)
Energía de ionización	1255 (kJ / mol)
Energía de afinidad electrónica	349 (kJ / mol)
Radio atómico	0.073 (nanómetro)
Electronegatividad de Pauling	3,20
Electronegatividad Allred-Rohov	2,83
Estados de oxidación estables	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

El cloro gaseoso se licua con relativa facilidad. A partir de una presión de 0,8 MPa (8 atmósferas), el cloro será líquido ya a temperatura ambiente. Cuando se enfría a una temperatura de -34 ° C, el cloro también se vuelve líquido a presión atmosférica normal. El cloro líquido es un líquido de color amarillo verdoso con un efecto corrosivo muy alto (debido a la alta concentración de moléculas). Al aumentar la presión, es posible lograr la existencia de cloro líquido hasta una temperatura de +144 ° C (temperatura crítica) a una presión crítica de 7,6 MPa.

A temperaturas inferiores a −101 ° C, el cloro líquido cristaliza en una red ortorrómbica con un grupo espacial. Cmca y parámetros a = 6,29 Å b = 4,50 Å, c = 8,21 Å. Por debajo de 100 K, la modificación ortorrómbica del cloro cristalino se transforma en una tetragonal, que tiene un grupo espacial P4 2 / ncm y parámetros de red a = 8,56 Å yc = 6,12 Å.

Solubilidad

El grado de disociación de la molécula de cloro es Cl 2 → 2Cl. A 1000 K es 2.07 × 10 −4%, y a 2500 K es 0.909%.

El umbral de percepción del olor en el aire es 0,003 (mg / l).

En términos de conductividad eléctrica, el cloro líquido se encuentra entre los aislantes más fuertes: conduce la corriente casi mil millones de veces peor que el agua destilada y 10 22 veces peor que la plata. La velocidad del sonido en el cloro es aproximadamente una vez y media menor que en el aire.

Propiedades químicas

La estructura de la capa de electrones.

El nivel de valencia del átomo de cloro contiene 1 electrón desapareado: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, por lo tanto, la valencia igual a 1 para el átomo de cloro es muy estable. Debido a la presencia de un orbital de subnivel d desocupado en el átomo de cloro, el átomo de cloro puede exhibir otras valencias. Esquema de la formación de estados excitados de un átomo:

También se conocen compuestos de cloro en los que el átomo de cloro presenta formalmente valencias de 4 y 6, por ejemplo ClO 2 y Cl 2 O 6. Sin embargo, estos compuestos son radicales, lo que significa que tienen un electrón desapareado.

Interacción con metales

El cloro reacciona directamente con casi todos los metales (con algunos solo en presencia de humedad o cuando se calienta):

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

Interacción con no metales

Con los no metales (excepto carbono, nitrógeno, oxígeno y gases inertes), forma los correspondientes cloruros.

A la luz o al calentarlo, reacciona activamente (a veces con una explosión) con el hidrógeno mediante un mecanismo de radicales. Las mezclas de cloro-hidrógeno que contienen de 5,8 a 88,3% de hidrógeno explotan al irradiarse con la formación de cloruro de hidrógeno. Una mezcla de cloro e hidrógeno en pequeñas concentraciones arde con una llama incolora o de color amarillo verdoso. Temperatura máxima de la llama de hidrógeno-cloro 2200 ° C.:

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

Con el oxígeno, el cloro forma óxidos en los que presenta un estado de oxidación de +1 a +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Tienen un olor acre, son térmica y fotoquímicamente inestables y son propensos a la descomposición explosiva.

Al reaccionar con flúor, no se forma cloruro, sino fluoruro:

Cl 2 + 3F 2 (g) → 2ClF 3

Otras propiedades

El cloro desplaza el bromo y el yodo de sus compuestos con hidrógeno y metales:

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

Al reaccionar con el monóxido de carbono, se forma fosgeno:

Cl 2 + CO → COCl 2

Cuando se disuelve en agua o álcalis, el cloro se dismuta, formando ácidos hipocloroso (y cuando se calienta, perclórico) y clorhídrico, o sus sales:

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

Por cloración del hidróxido de calcio seco, se obtiene lejía:

Cl 2 + Ca (OH) 2 → CaCl (OCl) + H 2 O

La acción del cloro sobre el amoniaco puede producir tricloruro de nitrógeno:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Propiedades oxidantes del cloro

El cloro es un agente oxidante muy fuerte.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Reacciones con sustancias orgánicas

Con compuestos saturados:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Une compuestos insaturados en múltiples enlaces:

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

Los compuestos aromáticos reemplazan el átomo de hidrógeno con cloro en presencia de catalizadores (por ejemplo, AlCl 3 o FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Métodos de obtención

Métodos industriales

Inicialmente, el método industrial para producir cloro se basaba en el método de Scheele, es decir, la reacción de pirolusita con ácido clorhídrico:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

En 1867, Deacon desarrolló un método para producir cloro por oxidación catalítica de cloruro de hidrógeno con oxígeno atmosférico. El proceso Deacon se utiliza actualmente para recuperar cloro del cloruro de hidrógeno, un subproducto de la cloración industrial de compuestos orgánicos.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Hoy en día, el cloro se produce a escala industrial junto con el hidróxido de sodio y el hidrógeno por electrólisis de una solución de cloruro de sodio:

2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Ánodo: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Cátodo: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Dado que la electrólisis del agua tiene lugar en paralelo con la electrólisis del cloruro de sodio, la ecuación total se puede expresar de la siguiente manera:

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

Se utilizan tres variantes del método electroquímico de producción de cloro. Dos de ellos son la electrólisis de cátodo sólido: métodos de diafragma y membrana, el tercero es la electrólisis de cátodo de mercurio líquido (método de producción de mercurio). Entre los métodos de producción electroquímica, el método más fácil y conveniente es la electrólisis con un cátodo de mercurio, pero este método causa un daño significativo al medio ambiente como resultado de la evaporación y fuga de mercurio metálico.

Método de diafragma de cátodo sólido

La cavidad del electrolizador está dividida por una partición de amianto poroso, un diafragma, en el espacio del cátodo y el ánodo, donde se encuentran respectivamente el cátodo y el ánodo del electrolizador. Por lo tanto, dicho electrolizador a menudo se llama electrólisis de diafragma y el método de producción se llama electrólisis de diafragma. Se alimenta continuamente una corriente de anolito saturado (solución de NaCl) al espacio anódico del electrolizador de diafragma. Como resultado del proceso electroquímico, se libera cloro en el ánodo debido a la descomposición de la halita, y se libera hidrógeno en el cátodo debido a la descomposición del agua. En este caso, la zona cercana al cátodo está enriquecida con hidróxido de sodio.

Método de cátodo sólido de membrana

El método de la membrana es esencialmente similar al método del diafragma, pero los espacios del ánodo y del cátodo están separados por una membrana de polímero de intercambio catiónico. El método de producción de membranas es más eficiente que el método de diafragma, pero es más difícil de usar.

Método de cátodo líquido de mercurio

El proceso se realiza en un baño electrolítico, que consta de un electrolizador, un descomponedor y una bomba de mercurio, interconectados por comunicaciones. En el baño electrolítico, el mercurio circula bajo la acción de una bomba de mercurio, pasando por el electrolizador y el descomponedor. El cátodo del electrolizador es una corriente de mercurio. Ánodos: grafito o poco desgaste. Junto con el mercurio, una corriente de anolito: una solución de cloruro de sodio fluye continuamente a través del electrolizador. Como resultado de la descomposición electroquímica del cloruro, se forman moléculas de cloro en el ánodo y, en el cátodo, el sodio liberado se disuelve en mercurio, formando una amalgama.

Métodos de laboratorio

En los laboratorios de producción de cloro se suelen utilizar procesos basados ​​en la oxidación del cloruro de hidrógeno con oxidantes fuertes (por ejemplo, óxido de manganeso (IV), permanganato de potasio, dicromato de potasio):

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

Almacenamiento de cloro

El cloro producido se almacena en "tanques" especiales o se bombea a cilindros de acero de alta presión. Los cilindros con cloro líquido a presión tienen un color especial: color pantano. Cabe señalar que durante el funcionamiento prolongado de los cilindros de cloro, se acumula tricloruro de nitrógeno extremadamente explosivo en ellos y, por lo tanto, de vez en cuando los cilindros de cloro deben someterse a un lavado y purificación de cloruro de nitrógeno de rutina.

Estándares de calidad del cloro

Según GOST 6718-93 “Cloro líquido. Especificaciones "se producen los siguientes grados de cloro

Solicitud

El cloro se utiliza en muchas industrias, la ciencia y las necesidades del hogar:

• En la producción de cloruro de polivinilo, compuestos plásticos, caucho sintético, de los que están hechos: aislamiento para cables, perfiles de ventanas, materiales de embalaje, ropa y calzado, linóleo y discos de gramófono, barnices, equipos y poliestireno, juguetes, piezas de instrumentos, construcción. materiales. El cloruro de polivinilo se produce polimerizando cloruro de vinilo, que en la actualidad se obtiene con mayor frecuencia a partir de etileno mediante un método de equilibrio de cloro a través de un 1,2-dicloroetano intermedio.
• Las propiedades blanqueadoras del cloro se conocen desde hace mucho tiempo, aunque no es el cloro en sí el que "blanquea", sino el oxígeno atómico, que se forma durante la descomposición del ácido hipocloroso: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Este método de blanqueo de tejidos, papel, cartón se ha utilizado durante varios siglos.
• Producción de insecticidas organoclorados: sustancias que matan insectos dañinos para los cultivos, pero seguros para las plantas. Una parte importante del cloro producido se consume para obtener productos fitosanitarios. Uno de los insecticidas más importantes es el hexaclorociclohexano (a menudo llamado hexaclorán). Esta sustancia fue sintetizada por primera vez en 1825 por Faraday, pero encontró una aplicación práctica solo después de más de 100 años, en los años 30 del siglo XX.
• Se utilizó como agente de guerra química, así como para la producción de otros agentes de guerra química: gas mostaza, fosgeno.
• Para la desinfección del agua - "cloración". La forma más común de desinfectar el agua potable; basado en la capacidad del cloro libre y sus compuestos para inhibir los sistemas enzimáticos de los microorganismos que catalizan los procesos redox. Para desinfectar el agua potable, utilice: cloro, dióxido de cloro, cloramina y lejía. SanPiN 2.1.4.1074-01 establece los siguientes límites (corredor) del contenido permisible de cloro residual libre en agua potable de suministro de agua centralizado 0.3 - 0.5 mg / l. Varios científicos e incluso políticos en Rusia critican el concepto mismo de cloración del agua del grifo, pero no pueden ofrecer una alternativa a las secuelas desinfectantes de los compuestos de cloro. Los materiales con los que se fabrican las tuberías de agua interactúan de diferentes formas con el agua del grifo clorada. El cloro libre en el agua del grifo reduce significativamente la vida útil de las tuberías a base de poliolefinas: varios tipos de tuberías de polietileno, incluido el polietileno reticulado, las grandes conocidas como PEX (PE-X). En Estados Unidos, para controlar la admisión de tuberías fabricadas con materiales poliméricos para su uso en tuberías de agua con agua clorada, se vieron obligados a adoptar 3 normas: ASTM F2023 para tuberías de polietileno reticulado (PEX) y agua clorada caliente, ASTM F2263 para todas las tuberías de polietileno y agua clorada y ASTM F2330 para tuberías multicapa (metal-polímero) y agua clorada caliente. En términos de durabilidad al interactuar con agua clorada, las tuberías de agua de cobre muestran resultados positivos.
• Registrado como aditivo alimentario en la industria alimentaria E925.
• En la producción química de ácido clorhídrico, lejía, sal de berthollet, cloruros metálicos, venenos, medicinas, fertilizantes.
• En metalurgia para la producción de metales puros: titanio, estaño, tantalio, niobio.
• Como indicador de neutrinos solares en detectores de cloro-argón.

Muchos países desarrollados están tratando de limitar el uso de cloro en la vida cotidiana, incluso porque al quemar desechos que contienen cloro, se forma una cantidad significativa de dioxinas.

Papel biológico

El cloro es uno de los elementos biogénicos más importantes y forma parte de todos los organismos vivos.

En animales y seres humanos, los iones de cloro participan en el mantenimiento del equilibrio osmótico; el ión de cloruro tiene un radio óptimo para penetrar a través de la membrana celular. Esto explica su participación conjunta con los iones de sodio y potasio en la creación de una presión osmótica constante y la regulación del metabolismo agua-sal. Bajo la influencia de GABA (un neurotransmisor), los iones de cloro tienen un efecto inhibidor sobre las neuronas al reducir el potencial de acción. En el estómago, los iones de cloro crean un entorno favorable para la acción de las enzimas proteolíticas en el jugo gástrico. Los canales de cloro están presentes en muchos tipos de células, membranas mitocondriales y músculo esquelético. Estos canales desempeñan funciones importantes en la regulación del volumen de líquido, el transporte transepitelial de iones y la estabilización de los potenciales de membrana, y participan en el mantenimiento del pH de las células. El cloro se acumula en el tejido visceral, la piel y los músculos esqueléticos. El cloro se absorbe principalmente en el intestino grueso. La absorción y excreción de cloro están estrechamente relacionadas con los iones y bicarbonatos de sodio, en menor grado con los mineralocorticoides y la actividad de Na + / K + - ATPasa. Las células acumulan un 10-15% de todo el cloro, de esta cantidad de 1/3 a 1/2 - en los eritrocitos. Aproximadamente el 85% del cloro se encuentra en el espacio extracelular. El cloro se excreta del cuerpo principalmente en la orina (90-95%), las heces (4-8%) y a través de la piel (hasta un 2%). La excreción de cloro está asociada con iones de sodio y potasio, y recíprocamente con HCO 3 - (equilibrio ácido-base).

Una persona consume de 5 a 10 g de NaCl por día. El requerimiento humano mínimo de cloro es de aproximadamente 800 mg por día. El bebé recibe la cantidad necesaria de cloro a través de la leche materna, que contiene 11 mmol / L de cloro. El NaCl es necesario para la producción de ácido clorhídrico en el estómago, que ayuda en la digestión y la destrucción de bacterias patógenas. Actualmente, la participación del cloro en la aparición de ciertas enfermedades en humanos no se comprende bien, principalmente debido al escaso número de estudios. Baste decir que ni siquiera se han desarrollado recomendaciones para el consumo diario de cloro. El tejido muscular humano contiene 0,20-0,52% de cloro, hueso - 0,09%; en sangre - 2,89 g / l. La persona promedio (peso corporal 70 kg) contiene 95 g de cloro. Todos los días, con la comida, una persona recibe 3-6 g de cloro, que en exceso cubre la necesidad de este elemento.

Los iones de cloro son vitales para las plantas. El cloro interviene en el metabolismo energético de las plantas, activando la fosforilación oxidativa. Es necesario para la formación de oxígeno en el proceso de fotosíntesis por cloroplastos aislados, estimula los procesos auxiliares de la fotosíntesis, principalmente los asociados con la acumulación de energía. El cloro tiene un efecto positivo en la absorción de oxígeno por las raíces, potasio, calcio, compuestos de magnesio. Una concentración excesiva de iones de cloro en las plantas también puede tener un lado negativo, por ejemplo, reducir el contenido de clorofila, reducir la actividad de la fotosíntesis y retardar el crecimiento y desarrollo de las plantas.

Pero hay plantas que, en el proceso de evolución, o bien se adaptaron a la salinización del suelo, o bien, en la lucha por el espacio, ocuparon marismas vacías en las que no hay competencia. Las plantas que crecen en suelos salinos se llaman halófitas, acumulan cloruros durante la temporada de crecimiento y luego eliminan el exceso a través de la caída de las hojas o liberan cloruros en la superficie de hojas y ramas y obtienen el doble beneficio de sombrear la superficie de la luz solar.

Entre los microorganismos, también se conocen los halófilos, halobacterias, que viven en aguas o suelos muy salinos.

Características del trabajo y precauciones.

El cloro es un gas asfixiante tóxico, cuando ingresa a los pulmones provoca quemaduras en el tejido pulmonar, asfixia. Tiene un efecto irritante en el tracto respiratorio a una concentración en el aire de aproximadamente 0,006 mg / l (es decir, el doble del umbral de olor a cloro). El cloro fue uno de los primeros agentes de guerra química utilizados por Alemania en la Primera Guerra Mundial. Cuando se trabaja con cloro, se debe usar ropa protectora, una máscara de gas y guantes. Durante un corto tiempo, puede proteger los órganos respiratorios de la entrada de cloro en ellos con un trapo humedecido con una solución de sulfito de sodio Na 2 SO 3 o tiosulfato de sodio Na 2 S 2 O 3.

El límite máximo de concentración de cloro en el aire atmosférico es el siguiente: promedio diario - 0,03 mg / m³; máximo una vez - 0,1 mg / m³; en las salas de trabajo de una empresa industrial - 1 mg / m³.