Хлор

Хлор это химический элемент, простое вещество, очень сильный окислитель, пример сильных окислительных свойств хлора может служить реакция его с золотом, платиной и металлами платиновой группы при нагревании.

Хлор очень токсичен, при вдыхании его происходит спазм легких , большая концентрация может привести к оттеку легких тяжелые случаи могут привести к летальному исходу, поэтому хлор рассматривается как яд.

Хлор, химический элемент хлор

Что такое хлор

(Chlorum; от греч. — желто-зеленый), Сl — химический элемент 17 группы (VII группы периодической системы элементов — устаревшая); ат. н. 17, атомная масса хлора 35,453. Желто-зеленый газ с резким запахом. В соединениях проявляет степени окисления — 1, + 1, +3, + 5 и + 7.

Относительная атомная масса атомарного хлора равна 35,453 а.е.м. Его относительная молекулярная масса будет равна 35,453, а молярная масса:

M(N) = Mr (N) × 1 моль = 35,453г/моль.

Известно, что молекула хлора двухатомна – Cl2, тогда, относительная атомная масса молекулы хлора будет равна:

Ar(Cl2) = 35,453 × 2 = 70,906 а.е.м.

Относительная молекулярная масса молекулы хлора будет равна 70,906, а молярная масса:

M(N2) = Mr (Cl2) × 1 моль = 70,906 г/моль или просто 71 г/моль.

Наиболее стойки соединения хлора с крайними степенями окисления: — 1 и + 7. Природный хлор состоит из изотопов 35Сl (75,53%) и 37Сl (24,47%).

Известно семь радиоактивных изотопов с массовыми числами 32—40 и два изомера; наиболее долгоживущий — изотоп 36Сl с периодом полураспада 3,08 х 10 5 лет (бета-распад, электронный захват). Xлор открыл в 1774 швед, химик К. Шееле, выделил в 1810 англ. химик Г. Дэви.

Содержание хлора в земной коре 4,5 х 10-2 %. Встречается гл. обр. в морской воде (до 2% хлоридов), в виде залежей каменной соли NaCl, сильвина, карналлита, бишофита MgCl2х6H2O и каинита KMg [Cl/SO4] · 3Н2O.

Физические свойства хлора

Основные физ. константы элементарного X. tпл —101,6° С; tкип — 34,6° С;  плотность жидкого X. (при т-ре кипения) 1,56 г/см3; теплота плавления 1,62 ккал/моль; теплота испарения (при т-ре кипения) 4,42 ккал/моль. Xлор непосредственно соединяется с большинством неметаллов (кроме углерода ).

Зависимость напряжения возникновения и распространения хрупкого разрушения от т-ры, характеризующая хладостойкость конструкционных сталей по критическим т-рам:

  1. Предел текучести;
  2. Возникновение разрушения;
  3. Распространение разрушения; t > t1 — область вязких разрушений; t2 < t < t1, — область квазихрупких разрушений; t < t2—область хрупких разрушений, для азота и кислорода и с подавляющим большинством металлов.

Валентность хлора

Валентность (от лат. valēns – «имеющий силу») – способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей.

Валентность – это мера (численная характеристика) способности химических элементов образовывать определённое число химических связей.

В обычном состоянии валентность хлора равна I. В возбужденном состоянии хлор может повышать свою валентность до III, V или VII. Формально данный ХЭ может обладать валентностью IV и VI.

Взаимодействие хлора с веществами

Иногда хлор взаимодействует с металлами при наличии следов влаги. Сухой хлор не взаимодействует с железом, что позволяет хранить его в стальных баллонах.

Выше т-ры 540° С по отношению к хлору не стоек ни один металл (при этой т-ре начинают корродировать наиболее стойкие по отношению к газообразному X. высоконикелистые сплавы типа инконель).

Пример взаимодействия хлора

Растворим в воде (2 объема на 1 объем воды при т-ре 25° С), частично гидролизуясь с образованием раствора хлорноватистой и соляной к-т.

Из соединений хлора с неметаллами важнейшее — хлористый водород НСl, образующийся при непосредственном взаимодействии (на свету).

Хлор с водородом либо под действием сильных минеральных кислот (напр., Н24) на соединения металлов с хлором (напр., NaCl).

А также являющийся побочным продуктом при получении мн. хлорорганических соединений. Хлористый водород — бесцветный газ, в сухом состоянии не взаимодействует с большинством металлов и их окислов.

Очень хорошо растворяется в воде (426 объемов НСl в 1 объеме воды при т-ре 25° С), образуя соляную к-ту.

Хлор содержащие кислоты

Соляная к-та, являясь весьма сильной, взаимодействует со всеми электроотрицательными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений выше водорода).

В неводных растворах хлористого водорода (например в ацетонитриле) могут корродировать и нек-рые электроположительные металлы (напр., медь). С кислородом хлор непосредственно не взаимодействует.

Косвенным путем могут быть получены окислы Сl2O, СlO2, Сl2O6 и Сl2O7, к-рым отвечают кислоты НСlO — хлорноватистая (соли — гипохлориты), НСlO2 — хлористая (соли — хлориты), НСlO3 — хлорноватая (соли — хлораты) и НСlO4 — хлорная (соли — перхлораты).

Хлорноватистая и хлористая кислоты оксид хлора

Хлорноватистая и хлористая к-ты неустойчивы и существуют лишь в разбавленных водных растворах. Все кислородные соединения хлора — сильные окислители.

Окислительная способность к-т и их солей уменьшается, а сила возрастает от хлорноватистой к-ты к хлорной.

Наиболее часто применяют в качестве окислителей гипохлорит кальция Са(ОСl)2, бертолетову соль КСlO3 и хлорную известь Са2ОСl2— двойную соль соляной и хлорноватистой к-т.

Xлор соединяется с другими галогенами, образуя межгалоидные соединения: ClF, ClF3, BrCl, IСl и IС3.

По хим. св-вам соединения элементов с хлором (хлориды) подразделяют на солеобразные, хлорангидриды и не солеобразные нейтральные хлориды.

К соле-образным хлоридам относятся соединения с хлора металлов I, II и IIIа подгрупп периодической системы элементов, а также соединения с X. металлов остальных групп в низших степенях   окисления.

Большинство солеобразных хлоридов плавится при высоких т-рах и хорошо растворимы в воде за небольшим исключением (напр., AgCl).

Солеобразные хлориды

Солеобразные хлориды в расплавленном состоянии сравнительно хорошо проводят ток (их проводимость при т-ре 800° С составляет LiCl — 2,17; NaCl — 3,57; КСl — 2,20 ом-1 •cь-1).

К хлорангидридам относятся хлориды неметаллов (напр., бора, кремния, фосфора) и хлориды металлов III в подгруппы и IV—VIII групп периодической системы в высших степенях окисления.

Хлорангидриды при взаимодействии с водой образуют соответствующую к-ту и выделяют хлористый водород.

Не солеобразным нейтральным хлоридом является, напр., четыреххлористый углерод ССl4. Основной промышленный метод получения хлора— электролиз растворов NaCl или НСl (аноды графитовые или титановые).

Хлор очень токсичен, предельно допустимое содержание свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.

Применение хлора

Хлор — наиболее практически важный из галогенов, находит применение для отбеливания тканей и бумаги, обеззараживания питьевой воды, для получения соляной к-ты, в органическом синтезе, при получении и очистке многих металлов методами хлорной металлургии.

Применяются также гипохлориты — как отбеливающие и дезинфицирующие вещества, хлориты — в пиротехнике и спичечном произ-ве, перхлораты — как компонент твердых ракетных топлив.

В небольших количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей , так как губительно действует на бактерии.

Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водородной воды .

Его применяют для хлорирования водопроводной воды . В промышленности он используется для получения синтетической соляной кислоты , хлорной извести , бертолетовой соли , извлечении благородных металлов из руд , а так же в реакциях органического синтеза.

Натрий хлор важнейшее вещество для организма человека и живых организмов, это соединение неотъемлемая часть жизнедеятельности нарушение или уменьшение хлорида натрия в организме приводит к сбою его в работе.

Хлор свойства

Хлор газ жёлто — зелёного цвета. Ядовит , имеет резкий , удушливый , неприятный запах . Хлор тяжелее воздуха , сравнительно хорошо растворяется в воде ( на 1 объём воды 2 объёма хлора ) , образуя хлорную воду ; Cl2aqi при температуре — 34 °C превращается в жидкость , а при  -101 гр затвердевает . Плотность 1,568 г/см³

Галогены в качестве солей являются жизненно важными элементами . Хлор в виде поваренной соли постоянно применяются в пищу.

Также входит в состав зелёного вещества растений — хлорофилла .
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету :

Cl2 + H2 = 2HCl

Если поджечь струю водорода в атмосфере хлора , то он будет сгорать спокойно бесцветным пламенем.

Многие металлы в хлоре горят , например сурьма самовоспламеняется , другие металлы реагируют с хлором при нагревании :

2Na + Cl2 = 2NaCl

На этом основано повышение процента содержания благородных металлов в низко пробных сплавах , для этого заранее измельченный материал нагревают в присутствии свободно проходящего хлора.

Если металлы могут иметь различную степень окисления , то при реакции с хлором они проявляют высшую :

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Cu + Cl2 = CuCl2

Железо в реакции с хлором проявляет степень окисления , равную +3  — Fe⁺  , а медь равную + 2 — Cu⁺ .
Во всех приведенных случаях хлор ведёт себя как окислитель .

Открытие хлора

Соединение с водородом — газообразный хлороводород — был впервые получен Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl+MnO2 → MnCl2 +Cl2↑ + 2Н2О

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теорией флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту.

Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия.

Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore).

В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод), однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор.

В 1826 году атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом (отличается от современных данных не более, чем на 0,1 %).

Хлор Cl — как  вещество применялся во время первой мировой войны как боевое отравляющее вещество , потому , что тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли.

Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.

Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица , лёгочные и бронхиальные заболевания.

При отравлении хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром или водяных паров с примесью нашатырного спирта.

Взаимодействие хлора со сложными веществами

При взаимодействии хлора со сложными веществами он ведёт себя как окислитель , например при взаимодействии с водой.

В начале галоген растворяется в воде с образованием соответственно хлорной воды ( Claq ) , а затем постепенно между водой и хлором начинается реакция :

Cl2 + H2O = 2HCl + [O]

Однако эта реакция не сразу протекает до образования конечных продуктов . На первой стадии процесса образуются две кислоты — соляная HCl и хлорноватистая  ( данная смесь кислот растворяют золото )

Cl2 + H2O = HCl + HClO

Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты :

HClO = HCl + [ O ]

Образование атомарного кислорода объясняется в значительной мере окисляющее действие хлора . Органические красители помещённые в хлорную воду , обесцвечиваются.

Проверка на лакмус не приобретает характерной для него в кислоте окраски , а полностью теряет её .Это объясняется наличием атомарного кислорода , который оказывает на лакмус окисляющее действие.

Взаимодействие хлора с органическими веществами

Если внести в атмосферу хлора бумажку , смоченную скипидаром ( органическое вещество , состоящих из водорода и углерода ) , то можно заметить выделение большого количества сажи и запах хлористого водорода , иногда реакция протекает с воспламенением.

Это объясняется тем , что хлор вытесняет углерод из соединений с водородом и образует хлористый водород , а углерод выделяется в виде сажи в свободном состоянии . Именно поэтому галогены не используют резиновые изделия .

При взаимодействии хлора в свободном состоянии на соль другого галогена с меньшей степенью окисления ( бром , йод ) приводит к выделению галогена , это объясняется тем , что хлор как более активный галоген окисляет бром.

Эту реакцию применяют для получения брома из его солей :

MgBr2 + Cl2 = MgCl + Br2

Получение хлора

В промышленности получают путём электролиза растворов или расплавов поваренной соли . В лабораторных условиях получают путем различных окислительно — восстановительных реакций , например окислением соляной кислоты двуокисью марганца.

Для получения хлора можно использовать и перманганат калия :

KMnO4 + HCl  → Cl2 +….

Также можно использовать и другие окислители :

K2Cr2O7 + HCl  → Cl2 + ….

Вещества содержащие хлор

Хлор вступает в химические соединения со многими веществами как с органическими так и не органическими.

С некоторыми веществами вступает в реакцию при обычной температуре, с такими веществами как золото, платина и другие вступает при нагревании или реакция ускоряется.

С некоторыми веществами не посредственно не реагирует, но реагирует с ихними солями или взаимодействие этих веществ (солей) с соляной кислотой.

Реакцией обмена:

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl↓

С органическими веществами реагирует аналогично как с неорганическими веществами.

Адреналин гидрохлорид, Аммония хлорид, Апоморфина гидрохлорид, Гистидин хлористоводородный, Делагин Хлороквин, Калия хлорид, Кальция хлорид, Кислота хлористоводородная, Котарнин хлорид, Лобелина гидрохлорид, Натрия хлорид, Папаверина гидрохлорид, Пилокарпина гидрохлорид, Пиридоксина гидрохлорид, Ртути амидохлорид, Ртути монохлорид, Сальсолина гидрохлорид, Соляная кислота, Галит, Хлораргирит, Пирохлор, Хлориты, Клинохлор, Прохлорит, Хлоритоид, Тетрахлорид титана, Димер хлорида золота, Хлорат серебра, Хлорид Серебра, Хлорид натрия, Кальций хлористый, Хлориды хлориты, хлороводород.

Статья на тему хлор

Понравилась статья поделись ей

Leave a Comment