Газ хлору, фізичні властивості хлору, хімічні властивості хлору. Фізичні властивості хлору: щільність, теплоємність, теплопровідність Cl2 Хлор має

Хлор

ХЛОР-а; м.[від грец. chlōros - блідо-зелений] Хімічний елемент (Cl), задушливий газ зеленувато-жовтого кольору з різким запахом (використовується як отруйний і знезаражуючий засіб). Сполуки хлору. Отруєння хлором.

◁ Хлорний (див.).

(Лат. Chlorum), хімічний елемент VII групи періодичної системи, відноситься до галогенів. Назва від грецького chlōros – жовто-зелений. Вільний хлор складається з двоатомних молекул (Cl2); газ жовто-зеленого кольору із різким запахом; густина 3,214 г/л; tпл -101 ° C; tстос -33,97°C; при звичайній температурі легко скраплюється під тиском 0,6 МПа. Хімічно дуже активний (окислювач). Головні мінерали – галіт (кам'яна сіль), сильвін, бішофіт; морська вода містить хлориди натрію, калію, магнію та інших елементів. Застосовують у виробництві хлорвмісних органічних сполук (60-75%), неорганічних речовин (10-20%), для відбілювання целюлози та тканин (5-15%), для санітарних потреб та знезараження (хлорування) води. Токсичний.

ХЛОР (лат. Сhlorum), Cl (читається «хлор»), хімічний елемент з атомним номером 17, атомна маса 35,453. У вільному вигляді – жовто-зелений важкий газ із різким задушливим запахом (звідси назва: грец. chloros – жовто-зелений).
Природний хлор є сумішшю двох нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 35 (у суміші 75,77% за масою) та 37 (24,23%). Конфігурація зовнішнього електронного шару 3 s 2 p 5 . У сполуках виявляє переважно ступеня окислення –1, +1, +3, +5 і +7 (валентності I, III, V і VII). Розташований у третьому періоді у групі VIIА періодичної системи елементів Менделєєва, відноситься до галогенів (див.ГАЛОГЕНИ).
Радіус нейтрального атома хлору 0,099 нм, іонні радіуси рівні, відповідно (у дужках вказані значення координаційного числа): Cl - 0,167 нм (6), Cl 5+ 0,026 нм (3) і Clr 7+ 0,042 нм 6). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома хлору рівні, відповідно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 та 114,3 еВ. Спорідненість до електрона 3,614 еВ. За шкалою Полінга електронегативність хлору 3,16.
Історія відкриття
Найважливіша хімічна сполука хлору - кухонна сіль (хімічна формула NaCl, хімічна назва хлорид натрію) - була відома людині з найдавніших часів. Є свідчення того, що видобуток кухонної солі здійснювався ще 3-4 тисячі років до нашої ери в Лівії. Можливо, що використовуючи кухонну сіль для різних маніпуляцій, алхіміки стикалися і з газоподібним хлором. Для розчинення «царя металів» – золота – вони використовували «царську горілку» – суміш соляної та азотної кислот, при взаємодії яких виділяється хлор.
Вперше газ хлор отримав та докладно описав шведський хімік К. Шееле (див.ШЕЕЛЕ Карл Вільгельм) 1774 року. Він нагрівав соляну кислоту з мінералом піролюзитом (див.ПІРОЛЮЗИТ) MnO 2 та спостерігав виділення жовто-зеленого газу з різким запахом. Оскільки в ті часи панувала теорія флогістону (див.Флогістон), новий газ Шееле розглядав як «дефлогістоновану соляну кислоту», тобто як окис (оксид) соляної кислоти. А.Лавуазьє (див.Лавуазье Антуан Лоран)розглядав газ як оксид елемента «мурію» (соляну кислоту називали мурієвою, від лат. muria – розсіл). Таку ж думку спочатку розділяв англійський вчений Г. Деві (див.Деві Гемфрі), який витратив багато часу на те, щоб розкласти «окис мурію» на прості речовини. Це йому не вдалося, і до 1811 Деві дійшов висновку, що даний газ - це проста речовина, і йому відповідає хімічний елемент. Деві першим запропонував у відповідність із жовто-зеленим забарвленням газу назвати його chlorine (хлорин). Назву «хлор» елементу дав у 1812 р. французький хімік Ж. Л. Гей-Люссак (див.ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луї); воно прийнято у всіх країнах, крім Великобританії та США, де збереглася назва, введена Деві. Висловлювалося думка, що цей елемент слід назвати «галоген» (тобто народжує солі), але з часом стало загальною назвою всіх елементів групи VIIA.
Знаходження у природі
Вміст хлору в земній корі становить 0,013% за масою, у помітній концентрації він у вигляді іону Cl – присутній у морській воді (у середньому близько 18,8 г/л). Хімічно хлор високо активний і тому у вільному вигляді у природі не зустрічається. Він входить до складу таких мінералів, що утворюють великі поклади, як кухонна, або кам'яна, сіль (галіт (див.ГАЛІТ)) NaCl, карналіт (див.Карналіт) KCl·MgCl 2 ·6H 21 O, сильвін (див.СИЛЬВІН)КСl, сильвініт (Na, K)Cl, каїніт (див.Каїніт)КСl·MgSO 4 ·3Н 2 О, бішофіт (див.БІШОФІТ) MgCl 2 ·6H 2 O та багатьох інших. Хлор можна виявити в різних породах, в грунті.
Отримання
Для одержання газоподібного хлору використовують електроліз міцного водного розчину NaCl (іноді використовують KCl). Електроліз проводять з використанням катіонообмінної мембрани, що розділяє катодне та анодне простору. При цьому за рахунок процесу
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
отримують відразу три цінні хімічні продукти: на аноді - хлор, на катоді - водень (див.ВОДОРОД), і в електролізер накопичується луг (1,13 тонни NaOH на кожну тонну отриманого хлору). Виробництво хлору електролізом вимагає великих витрат електроенергії: отримання 1 т хлору витрачається від 2,3 до 3,7 МВт.
Для отримання хлору в лабораторії використовують реакцію концентрованої соляної кислоти з будь-яким сильним окислювачем (перманганатом калію KMnO 4 дихроматом калію K 2 Cr 2 O 7 хлоратом калію KClO 3 хлорним вапном CaClOCl оксидом марганцю. Найзручніше використовуватиме цілей перманганат калію: у разі реакція протікає без нагрівання:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
При необхідності хлор у зрідженому (під тиском) вигляді транспортують у залізничних цистернах або сталевих балонах. Балони з хлором мають спеціальне маркування, але навіть за її відсутності хлорний балон легко відрізнити від балонів з іншими неотруйними газами. Дно хлорних балонів має форму півкулі, і балон із рідким хлором неможливо без опори поставити вертикально.
Фізичні та хімічні властивості
За звичайних умов хлор - жовто-зелений газ, щільність газу при 25°C 3,214 г/дм 3 (приблизно в 2,5 рази більша за щільність повітря). Температура плавлення твердого хлору -100,98 ° C, температура кипіння -33,97 ° C. Стандартний електродний потенціал Сl 2 /Сl - у водному розчині дорівнює +1,3583.
У вільному стані існує у вигляді двоатомних молекул Сl2. Міжядерна відстань у цій молекулі 0,1987 нм. Спорідненість до електрона молекули Сl 2 2,45 еВ, потенціал іонізації 11,48 еВ. Енергія дисоціації молекул Сl 2 на атоми порівняно невелика і становить 239,23 кДж/моль.
Хлор трохи розчинний у воді. При температурі 0°C розчинність становить 1,44 мас.%, при 20°C - 0,711°C мас.%, при 60°C - 0,323 мас. %. Розчин хлору у воді називають хлорною водою. У хлорній воді встановлюється рівновага:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Для того, щоб змістити цю рівновагу вліво, тобто знизити розчинність хлору у воді, у воду слід додати або хлорид натрію NaCl, або якусь нелетку сильну кислоту (наприклад, сірчану).
Хлор добре розчинний у багатьох неполярних рідинах. Рідкий хлор сам служить розчинником таких речовин, як ВСl 3 SiCl 4 TiCl 4 .
Через низьку енергію дисоціації молекул Сl 2 на атоми і високої спорідненості атома хлору до електрона хімічно хлор високо активний. Він вступає у безпосередню взаємодію з більшістю металів (у тому числі, наприклад, із золотом) та багатьма неметалами. Так, без нагрівання хлор реагує із лужними (див.ЛУЖНІ МЕТАЛИ)та лужноземельними металами (див.лужноземельні метали), із сурмою:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
При нагріванні хлор реагує з алюмінієм:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
та залізом:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
З воднем H 2 хлор реагує або під запалювання (хлор спокійно горить в атмосфері водню), або при опроміненні суміші хлору і водню ультрафіолетовим світлом. При цьому виникає газ хлороводень НСl:
Н 2 + Сl 2 = 2НСl.
Розчин хлороводню у воді називають соляною (див.СОЛЯНА КИСЛОТА)(хлороводневої) кислотою. Максимальна масова концентрація соляної кислоти становить близько 38%. Солі соляної кислоти - хлориди (див.ХЛОРИДИ)наприклад, хлорид амонію NH 4 Cl, хлорид кальцію СаСl 2 , хлорид барію ВаСl 2 та інші. Багато хлоридів добре розчиняються у воді. Практично нерозчинний у воді та в кислих водних розчинах хлорид срібла AgCl. Якісна реакція на присутність хлорид-іонів у розчині - освіта з іонами Ag + білого осаду AgСl, практично нерозчинного в азотнокислому середовищі:
СаСl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
При кімнатній температурі хлор реагує із сіркою (утворюється так звана однохлориста сірка S 2 Cl 2 ) та фтором (утворюються сполуки ClF та СlF 3). При нагріванні хлор взаємодіє з фосфором (утворюються, залежно від умов проведення реакції, сполуки РСl 3 або РСl 5), миш'яком, бором та іншими неметалами. Безпосередньо хлор не реагує з киснем, азотом, вуглецем (чисельні сполуки хлору з цими елементами одержують непрямими шляхами) та інертними газами (останнім часом вчені знайшли способи активування подібних реакцій та їх здійснення «безпосередньо»). З іншими галогенами хлор утворює міжгалогенні сполуки, наприклад, дуже сильні окислювачі - фториди ClF, ClF3, ClF5. Окислювальна здатність хлору вища, ніж брому, тому хлор витісняє бромід-іон з розчинів бромідів, наприклад:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлор вступає в реакції заміщення з багатьма органічними сполуками, наприклад, метаном СН 4 і бензолом С 6 Н 6:
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl або С 6 Н 6 + Сl 2 = С 6 Н 5 Сl + НСl.
Молекула хлору здатна приєднатися по кратним зв'язкам (подвійним і потрійним) до органічних сполук, наприклад, до етилену 2 Н 4:
З 2 Н 4 + Сl 2 = СН 2 СlСН 2 Сl.
Хлор вступає у взаємодію Космосу з водними розчинами лугів. Якщо реакція протікає при кімнатній температурі, утворюються хлорид (наприклад, хлорид калію КCl) і гіпохлорит (див.ГІПОХЛОРИТИ)(наприклад, гіпохлорит калію КClО):
Cl 2 + 2КОН = КClО + КСl + Н 2 О.
При взаємодії хлору з гарячим (температура близько 70-80°C) розчином лугу утворюється відповідний хлорид та хлорат (див.ХЛОРАТИ), наприклад:
3Сl 2 + 6КОН = 5КСl + КСlО 3 + 3Н 2 О.
При взаємодії хлору з вологою кашкою з гідроксиду кальцію Са(ОН) 2 утворюється хлорне вапно (див.Хлорна звістка)(«хлорка») СаСlОСl.
Ступеня окислення хлору +1 відповідає слабка малостійка хлорноваста кислота (див.ХЛОРНЮВАТА КИСЛОТА)НСlО. Її солі – гіпохлорити, наприклад, NaClO – гіпохлорит натрію. Гіпохлорити - найсильніші окислювачі, що широко використовуються як відбілюючі та дезінфікуючі агенти. При взаємодії гіпохлоритів, зокрема, хлорного вапна, з вуглекислим газом СО 2 утворюється серед інших продуктів летюча хлорноваста кислота (див.ХЛОРНЮВАТА КИСЛОТА), яка може розкладатися з виділенням оксиду хлору (I) Сl 2
2НСlО = Сl 2 Про + Н 2 Про.
Саме запах цього газу Сl 2 Про - характерний запах «хлорки».
Ступеню окислення хлору +3 відповідає малостійка кислота середньої сили НСlО 2 . Цю кислоту називають хлористою, її солі – хлорити. (див.ХЛОРИТИ (солі)наприклад, NaClO 2 - хлорит натрію.
Ступеня окислення хлору +4 відповідає тільки одна сполука - діоксид хлору СlО 2 .
Ступені окислення хлору +5 відповідає сильна, стійка тільки у водних розчинах при концентрації нижче 40%, хлорувата кислота (див.ХЛОРНЮВАТА КИСЛОТА)НСlО 3 . Її солі - хлорати, наприклад, хлорат калію КСlО 3 .
Ступеня окислення хлору +6 відповідає тільки одна сполука - триоксид хлору СlО 3 (є у вигляді димера Сl 2 О 6).
Ступеня окислення хлору +7 відповідає дуже сильна і досить стійка хлорна кислота. (див.ХЛОРНА КИСЛОТА)НСlО 4 . Її солі – перхлорати (див.ПЕРХЛОРАТИ)наприклад, перхлорат амонію NH 4 ClO 4 або перхлорат калію КСlО 4 . Слід зазначити, що перхлорати важких лужних металів – калію, і особливо рубідія та цезію мало розчиняються у воді. Оксид, що відповідає ступеню окислення хлору +7 - Сl 2 Про 7 .
Серед сполук, що містять хлор у позитивних ступенях окиснення, найбільш сильними окисними властивостями мають гіпохлорити. Для перхлоратів окисні властивості нехарактерні.
Застосування
Хлор – один із найважливіших продуктів хімічної промисловості. Його світове виробництво складає десятки мільйонів тонн на рік. Хлор використовують для отримання дезінфікуючих та відбілюючих засобів (гіпохлориту натрію, хлорного вапна та інших), соляної кислоти, хлоридів багатьох металів та неметалів, багатьох пластмас (полівінілхлориду (див.Полівінілхлорид)та інших), хлорвмісних розчинників (дихлоретану СН 2 СlСН 2 Сl, чотирихлористого вуглецю ССl 4 та ін), для розкриття руд, поділу та очищення металів і т.д. Хлор застосовують для знезараження води (хлорування (див.ХЛОРУВАННЯ)) і для багатьох інших цілей.
Біологічна роль
Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ)та входить до складу всіх живих організмів. Деякі рослини, так звані галофіти, не тільки здатні рости на сильно засолених ґрунтах, а й накопичують у великій кількості хлориди. Відомі мікроорганізми (галобактерії та ін) і тварини, що мешкають в умовах високої солоності середовища. Хлор - один із основних елементів водно-сольового обміну тварин і людини, що визначають фізико-хімічні процеси у тканинах організму. Він бере участь у підтримці кислотно-лужної рівноваги в тканинах, осморегуляції (див.ОСМОРЕГУЛЯЦІЯ)(хлор - основна осмотично активна речовина крові, лімфи та ін рідин тіла), перебуваючи, в основному, поза клітинами. У рослин хлор бере участь в окисних реакціях та фотосинтезі.
М'язова тканина людини містить 0,20-0,52% хлору, кісткова – 0,09%; у крові – 2,89 г/л. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) 95 г хлору. Щодня з їжею людина отримує 3-6 г хлору, що з надлишком покриває потребу у цьому елементі.
Особливості роботи з хлором
Хлор – отруйний задушливий газ, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратуючу дію на дихальні шляхи надає при концентрації повітря близько 0,006 мг/л. Хлор був однією з перших хімічних отруйних речовин (див.ОТРУЮЮЧІ РЕЧОВИНИ), використаних Німеччиною у Першу світову війну. При роботі з хлором слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. На короткий час захистити органи дихання від попадання в них хлору можна ганчірковою пов'язкою, змоченою розчином натрію сульфіту Na 2 SO 3 або тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 . ГДК хлору повітря робочих приміщень 1 мг/м 3 , повітря населених пунктів 0,03 мг/м 3 .

Енциклопедичний словник. 2009 .

Дивитись що таке "хлор" в інших словниках:

Хлор, а … Російське словесне наголос

хлор- хлор, а … Російський орфографічний словник

хлор- хлор/... Морфемно-орфографічний словник

- (грец. chloros зеленувато жовтий). Хімічно просте, газоподібне тіло, зеленувато-жовтого кольору, гострого, дратівливого запаху, що має здатність знебарвлювати рослинні речовини. Словник іноземних слів, що увійшли до складу російської мови. Словник іноземних слів російської мови

- (Символ С1), широко поширений неметалевий елемент, один з ГАЛОГЕНІВ (елементи сьомої групи періодичної таблиці), вперше відкритий в 1774 р. Він входить до складу кухонної солі (NaCl). Хлор є зеленувато жовтим. Науково-технічний енциклопедичний словник

ХЛОР- ХЛОР, С12, хім. елемент, порядковий номер 17, атомна вага 35457. Перебуваючи у VII групі III періоду, атоми хлору мають 7 зовнішніх електронів, завдяки чому X. поводиться як типовий одновалентний металоїд. X. розділений на ізотопи з атомними… Велика медична енциклопедія

Хлор- зазвичай одержують електролізом хлоридів лужних металів, зокрема хлориду натрію. Хлор зеленувато-жовтий задушливий, що викликає корозію газ, який у 2,5 рази щільніший за повітря, малорозчинний у воді і легко скраплений. Зазвичай транспортується … Офіційна термінологія

Хлор- (Chlorum), Cl, хімічний елемент VІІ групи періодичної системи, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до галогенів; жовто-зелений газ, tкіп 33,97°C. Використовується у виробництві полівінілхлориду, хлоропренового каучуку, … Ілюстрований енциклопедичний словник

ХЛОР, хлору, багато. ні, чоловік. (від грец. chloros зелений) (хім.). Хімічний елемент, задушливий газ, упот. у техніці, у санітарії як знезаражуючу та у військовій справі як отруйну речовину. Тлумачний словник Ушакова. Д.М. Ушаків. 1935 1940 … Тлумачний словник Ушакова

Хлор... Початкова частина складних слів, що вносить значення сл.: хлор, хлористий (хлорорганічний, хлорацетон, хлорбензол, хлорметан тощо). Тлумачний словник Єфремової. Т. Ф. Єфремова. 2000 … Сучасний тлумачний словник Єфремової

Книги

• Російський театр чи Повні збори всіх російських театральних творів. Ч. 24. Опери: Опікун Професор. - Я. Княжнін. Нещастя від карети. – Радість Душиньки. - Матроські жарти. - . Хлор царевич, , . Книга є репринтне видання 1786 року. Незважаючи на те, що було проведено серйозну роботу з відновлення початкової якості видання, на деяких сторінках можуть…

Вперше хлор був отриманий у 1772 р. Шееле, який описав його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської горілки, його здатність взаємодіяти із золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості. Проте Шееле, відповідно до теорії флогістона, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислоту, тобто оксид соляної кислоти.
Бертолле і Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента мурію, проте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електроліз вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і хлор.
Назва елемента походить від грецької clwroz- "Зелений".

Знаходження в природі, отримання:

Природний хлор є сумішшю двох ізотопів 35 Cl і 37 Cl. У земній корі хлор - найпоширеніший галоген. Оскільки хлор дуже активний, у природі він зустрічається тільки у вигляді сполук у складі мінералів: галіту NaCl, сильвіну KCl, сильвініту KCl · NaCl, бішофіту MgCl 2 · 6H 2 O, карналіту KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніту KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Найбільші запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів.
У промислових масштабах хлор одержують разом із гідроксидом натрію та воднем при електролізі розчину кухонної солі:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперації хлору з хлороводню, що є побічним продуктом при промисловому хлоруванні органічних сполук використовується процес Дикону (каталітичне окиснення хлороводню киснем повітря):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
У лабораторіях зазвичай використовують процеси, засновані на окисленні хлороводню сильними окислювачами (наприклад, оксидом марганцю (IV), перманганатом калію, дихроматом калію):
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

Фізичні властивості:

За нормальних умов хлор - жовто-зелений газ із задушливим запахом. Хлор помітно розчиняється у воді (хлорна вода). При 20°C одному обсязі води розчиняється 2,3 об'єму хлору. Температура кипіння = -34 ° C; температура плавлення = -101°C, густина (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Хімічні властивості:

Хлор дуже активний - він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи, металами та неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню та інертних газів). Хлор дуже сильний окислювач, витісняє менш активні неметали (бром, йод) з їх сполук з воднем та металами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
При розчиненні у воді або лугах, хлор дисмутує, утворюючи хлорнуватисту (а при нагріванні хлорну) і соляну кислоти, або їх солі.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Хлор взаємодіє з багатьма органічними сполуками, вступаючи в реакції заміщення або приєднання:
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
Хлор має сім ступенів окиснення: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Найважливіші сполуки:

Хлороводень HCl- безбарвний газ, повітря димить внаслідок утворення з парами води крапель туману. Має різкий запах, сильно дратує дихальні шляхи. Міститься у вулканічних газах та водах, у шлунковому соку. Хімічні властивості залежать від того, в якому стані він знаходиться (можливо в газоподібному, рідкому стані або в розчині). Розчин HCl називається соляною (хлороводневою) кислотою. Це сильна кислота, що витісняє слабші кислоти з їх солей. Солі - хлориди- Тверді кристалічні речовини з високими температурами плавлення.
Ковалентні хлориди- сполуки хлору з неметалами, гази, рідини або легкоплавкі тверді речовини, що мають характерні кислотні властивості, які, як правило, легко гідролізуються водою з утворенням соляної кислоти:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлору(I) Cl 2 O., газ буро-жовтого кольору з різким запахом. Вражає дихальні органи. Легко розчиняється у воді, утворюючи хлорнувату кислоту.
Хлорновата кислота HClO. Існує лише у розчинах. Це слабка та нестійка кислота. Легко розкладається на соляну кислоту та кисень. Сильний окисник. Утворюється під час розчинення хлору у воді. Солі - гіпохлорити, малостійкі (NaClO*H 2 O при 70 °C розкладається з вибухом), сильні окисники. Широко використовується для відбілювання та дезінфекції хлорне вапно, змішана сіль Ca(Cl)OCl
Хлориста кислота HClO 2у вільному вигляді нестійка, навіть у розведеному водному розчині вона швидко розкладається. Кислота середньої сили, солі - хлоритиЯк правило, безбарвні і добре розчиняються у воді. На відміну від гіпохлоритів, хлорити виявляють виражені окислювальні властивості лише у кислому середовищі. Найбільше застосування (для відбілювання тканин та паперової маси) має хлорит натрію NaClO 2 .
Оксид хлору(IV) ClO 2, - зеленувато-жовтий газ із неприємним (різким) запахом, ...
Хлорна кислота, HClO 3 - у вільному вигляді нестабільна: диспропорціонує на ClO 2 та HClO 4 . Солі - хлорати; їх найбільше значення мають хлорати натрію, калію, кальцію і магнію. Це сильні окислювачі, які в суміші з відновниками вибухонебезпечні. Хлорат калію ( бертолетова сіль) - KClO 3 використовувалася для отримання кисню в лабораторії, але через високу небезпеку її перестали застосовувати. Розчини хлорату калію застосовувалися як слабкий антисептик, зовнішній лікарський засіб для полоскання горла.
Хлорна кислота HClO 4, у водних розчинах хлорна кислота - найстійкіша з усіх кисневмісних кислот хлору. Безводна хлорна кислота, яку отримують за допомогою концентрованої сірчаної кислоти з 72% HClO 4 мало стійка. Це найсильніша одноосновна кислота (у водному розчині). Солі - перхлорати, Застосовуються як окислювачі (твердопаливні ракетні двигуни).

Застосування:

Хлор застосовують у багатьох галузях промисловості, науки та побутових потреб:
- у виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку;
- для відбілювання тканини та паперу;
- виробництво хлорорганічних інсектицидів - речовин, що вбивають шкідливих для посівів комах, але безпечних для рослин;
- для знезараження води - "хлорування";
- у харчовій промисловості зареєстрований як харчова добавка E925;
- у хімічному виробництві соляної кислоти, хлорного вапна, бертолетової солі, хлоридів металів, отрут, ліків, добрив;
- у металургії для виробництва чистих металів: титану, олова, танталу, ніобію.

Біологічна роль та токсичність:

Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів і входить до складу всіх живих організмів. У тварин та людини, іони хлору беруть участь у підтримці осмотичної рівноваги, хлорид-іон має оптимальний радіус для проникнення через мембрану клітин. Іони хлору життєво необхідні рослинам, беручи участь в енергетичному обміні у рослин, активуючи окисне фосфорилювання.
Хлор у вигляді простої речовини отруйний, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратівливу дію на дихальні шляхи надає при концентрації в повітрі близько 0,006 мг/л (тобто в два рази вище за поріг сприйняття запаху хлору). Хлор був одним із перших хімічних отруйних речовин, використаних Німеччиною у Першу Світову війну.

Короткова Ю., Швецова І.
ХФ ТюмГУ, 571 група.

Джерела: Вікіпедія: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl та ін.,
Сайт РГТУ ім. Д.І.Менделєєва:

Хоч би як ми негативно ставилися до громадських вбиралень, природа диктує свої правила, і відвідувати їх доводиться. Крім природних (для цього місця) запахів, ще одним звичним ароматом є хлорка, що використовується для дезінфекції приміщення. Свою назву вона отримала через головну діючу речовину в ній - Cl. Дайте дізнаємося про цей хімічний елемент та його властивості, а також дамо характеристику хлору за положенням у періодичній системі.

Як було відкрито цей елемент

Вперше хлоровмісна сполука (HCl) була синтезована в 1772 р. британським священиком Джозефом Прістлі.

Через 2 роки його шведський колега Карл Шееле зумів описати спосіб виділення Cl за допомогою реакції між соляною кислотою та діоксидом марганцю. Однак, цей хімік так і не зрозумів, що в результаті синтезується новий хімічний елемент.

Майже 40 років знадобилося вченим, щоб навчитися видобувати хлор на практиці. Вперше це було зроблено британцем Гемфрі Деві у 1811 р. При цьому він використав іншу реакцію, ніж його попередники-теоретики. Деві за допомогою електролізу розклав на складові NaCl (відомий більшості як кухонна сіль).

Вивчивши отриману речовину, британський хімік усвідомив, що вона є елементарною. Після цього відкриття Деві не тільки назвав його - chlorine (хлорин), але й зміг дати характеристику хлору, правда, вона була дуже примітивною.

Хлорін перетворився на хлор (chlore) завдяки Жозефу Гей-Люссаку і в такому вигляді існує у французькій, німецькій, російській, білоруській, українській, чеській, болгарській та деяких інших мовах і сьогодні. В англійській донині використовується назва "хлорин", а в італійській та іспанській "хлоро".

Докладніше аналізований елемент був описаний Йенсом Берцеліусом в 1826 р. Саме він зміг визначити його атомну масу.

Що таке хлор (Cl)

Розглянувши історію відкриття цього хімічного елемента, варто дізнатися про нього докладніше.

Назва chlorine була утворена від грецького слова χλωρός («зелений»). Дано воно було через жовтувато-зелений колір даної речовини

Самостійно хлор існує як двоатомний газ Cl 2 , проте у такому вигляді у природі він практично не зустрічається. Найчастіше він фігурує у різних з'єднаннях.

Крім відмітного відтінку, для хлору характерний солодкувато-їдкий запах. Він є дуже отруйною речовиною, тому при попаданні в повітря та вдиханні людиною або твариною здатний протягом декількох хвилин призвести до їхньої загибелі (залежить від концентрації Cl).

Оскільки хлор важчий за повітря майже в 2,5 рази, він завжди перебуватиме нижче його, тобто біля самої землі. Тому при підозрі на наявність Cl слід забратися якомога вище, тому що там буде менша концентрація цього газу.

Також, на відміну від деяких інших отруйних речовин, хлорсодержащіе мають характерний колір, що може дозволити візуально їх ідентифікувати і вжити заходів. Більшість стандартних протигазів допомагають захистити органи дихання та слизові оболонки від ураження Cl. Однак для повної безпеки потрібно вживати серйозніших заходів, аж до нейтралізації отруйної речовини.

Варто зазначити, що саме із застосування німцями хлору як отруйного газу в 1915 р. розпочала свою історію хімічна зброя. Внаслідок використання майже 200 тонн речовини було за кілька хвилин отруєно 15 тисяч осіб. Третина з них померла майже миттєво, третина отримала перманентні ушкодження, і лише 5 тисяч вдалося врятуватися.

Чому ж така небезпечна речовина досі не заборонена і щорічно видобувається мільйонами тонн? Вся справа в його особливих властивостях, а щоб їх зрозуміти, варто розглянути характеристику хлору. Найпростіше це зробити за допомогою таблиці Менделєєва.

Характеристика хлору у періодичній системі

Хлор як галоген

Крім крайньої токсичності та їдкого запаху (характерних всім представників цієї групи) Cl добре розчиняється у воді. Практичне підтвердження цього - додавання миючих засобів, що містять хлор, у воду для басейнів.

При контакті з вологим повітрям речовина починає димитися.

Властивості Cl як неметалу

Розглядаючи хімічну характеристику хлору, варто звернути увагу на його неметалеві властивості.

Він має здатність утворювати з'єднання практично з усіма металами та неметалами. Як приклад можна навести реакцію з атомами заліза: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3.

Часто щодо реакцій необхідно використовувати каталізатори. У цій ролі може виступати Н2О.

Нерідко реакції з Cl мають ендотермічний характер (поглинають тепло).

Варто зазначити, що у кристалічній формі (як порошку) хлор взаємодіє з металами лише за нагріванні до високих температур.

Реагуючи з іншими неметалами (крім О 2 , N, F, С та інертних газів), Cl утворює сполуки - хлориди.

При реакції з 2 утворюються вкрай нестабільні і схильні до розпаду оксиди. Вони ступінь окислення Cl здатна виявлятися від +1 до +7.

При взаємодії з F утворюються фториди. Ступінь окислення їх може бути різною.

Хлор: характеристика речовини з погляду її фізичних властивостей

Крім хімічних властивостей, елемент має і фізичні.

Вплив температури на агрегатний стан Cl

Розглянувши фізичну характеристику елемента хлору, ми розуміємо, що він здатний переходити до різних агрегатних станів. Все залежить від температурного режиму.

У нормальному стані Cl - це газ, що має високі корозійні властивості. Однак він легко здатний скраплюватися. На це впливає температура та тиск. Наприклад, якщо воно дорівнює 8 атмосфер, а температура - +20 градусів за Цельсієм, Cl 2 - кислотно-жовта рідина. Цей агрегатний стан він здатний зберігати до +143 градусів, якщо тиск також продовжує підвищуватися.

При досягненні -32 С стан хлору перестає залежати від тиску, і він продовжує залишатися рідким.

Кристалізація речовини (твердий стан) відбувається при -101 градусі.

Де у природі існує Cl

Розглянувши загальну характеристику хлору, варто дізнатися, де ж у природі може траплятися такий складний елемент.

Через свою високу реакційну активність він практично ніколи не зустрічається в чистому вигляді (тому на початку вивчення вченими цього елемента знадобилися роки, щоб навчитися його синтезувати). Зазвичай Cl знаходиться у складі сполук у різних мінералах: галіт, сильвін, каїніт, бішофіт тощо.

Найбільше він міститься в солях, здобутих із морської чи океанічної води.

Вплив на організм

При розгляді властивості хлору вже неодноразово сказано, що він дуже отруйний. У цьому атоми речовини містяться у мінералах, а й у всіх організмах, починаючи від рослин до людини.

Через особливі властивості іони Cl краще за інших проникають крізь мембрани клітин (тому більше 80% всього хлору в тілі людини знаходиться в міжклітинному просторі).

Разом з К, Cl відповідальний за регуляцію водно-сольового балансу і як наслідок – за осмотичну рівність.

Незважаючи на таку важливу роль в організмі, у чистому вигляді Cl 2 вбиває все живе – від клітин до цілих організмів. Однак у контрольованих дозах та при короткочасному впливі він не встигає заподіяти пошкоджень.

Яскравим прикладом останнього твердження є будь-який басейн. Як відомо, воду в таких установах дезінфікують за допомогою Cl. При цьому, якщо людина рідко відвідує такий заклад (раз на тиждень чи на місяць) - малоймовірно, що він постраждає від наявності цієї речовини у воді. Проте працівники таких установ, особливо ті, хто майже весь день перебувають у воді (рятувальники, інструктори) часто страждають на шкірні захворювання або мають ослаблений імунітет.

У зв'язку з цим після відвідування басейнів обов'язково потрібно прийняти душ - щоб змити можливі залишки хлору зі шкіри і волосся.

Використання Cl людиною

Пам'ятаючи з характеристики хлору, що він є "примхливим" елементом (коли справа доходить до взаємодії з іншими речовинами), цікаво буде дізнатися, що в промисловості він часто використовується.

Насамперед з його допомогою виробляється дезінфекція багатьох речовин.

Також Cl застосовується для виготовлення деяких видів пестицидів, що допомагає рятувати врожай від шкідників.

Здатність цієї речовини взаємодіяти майже з усіма елементами таблиці Менделєєва (характеристика хлору як неметалу) допомагає з його допомогою добувати деякі види металів (Ті, Та та Nb), а також вапно та соляну кислоту.

Крім всього вищезгаданого Cl застосовують при виробництві промислових речовин (полівінілхлорид) та медичних препаратів (хлоргексидин).

Варто згадати, що сьогодні знайдено більш ефективний та безпечний дезінфікуючий засіб – озон (О 3 ). Однак його виробництво більш дороге, ніж хлору, і цей газ ще нестабільніший, ніж хлор (коротка характеристика фізичних властивостей 6-7 п.). Тому застосовувати озонування замість хлорування поки що можуть дозволити собі мало хто.

Як видобувається хлор

Сьогодні відомо чимало способів для синтезу цієї речовини. Усі вони поділяються на дві категорії:

• Хімічні.
• електрохімічні.

У першому випадку Cl одержують внаслідок хімічної реакції. Однак на практиці вони дуже затратні та малопродуктивні.

Тому в промисловості віддають перевагу електрохімічним методам (електролізу). Їх три: діафрагмовий, мембранний та ртутний електроліз.

Cl 2 при про. Т - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, що задушує, важче повітря - в 2,5 рази, малорозчинний у воді (~ 6,5 г/л); х. нар. у неполярних органічних розчинниках. У вільному вигляді зустрічається лише у вулканічних газах.

Способи отримання

Засновані на процесі окислення аніонів Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промисловий

Електроліз водних розчинів хлоридів, частіше - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторні

Окислення конц. HCI різними окислювачами:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

16НСl + 2КМпО 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8Н 2 O

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

14HCl + До 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Хімічні властивості

Хлор – дуже сильний окислювач. Окислює метали, неметали та складні речовини, перетворюючись при цьому на дуже стійкі аніони Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакції із металами

Активні метали в атмосфері сухого газоподібного хлору спалахують і згоряють; при цьому утворюються хлориди металів.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивні метали легко окислюються вологим хлором або його водними розчинами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Реакції з неметалами

Хлор безпосередньо не взаємодіє тільки з O 2 , N 2 , С. З рештою неметалів реакції протікають за різних умов.

Утворюються галогеніди неметалів. Найважливішою є реакція взаємодії з воднем.

Cl 2 + Н 2 = 2НС1

Cl 2 + 2S (розплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (або РCl 5 - у надлишку Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Витіснення вільних неметалів (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) з їх сполук

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Диспропорціонування хлору у воді та водних розчинах лугів

Через війну самоокисления-самовосстановления одні атоми хлору перетворюються на аніони Cl - , інші в позитивної міри окислення входять до складу аніонів ClO - чи ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорнуватиста к-та

Cl 2 + 2КОН = KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

3Cl 2 + 2Са(ОН) 2 = CaCl 2 + Са(ClO) 2 + 2Н 2 O

Ці реакції мають важливе значення, оскільки призводять до одержання кисневих сполук хлору:

КClO 3 та Са(ClO) 2 - гіпохлорити; КClO 3 - хлорат калію (бертолетова сіль).

Взаємодія хлору з органічними речовинами

а) заміщення атомів водню у молекулах ВВ

б) приєднання молекул Cl 2 за місцем розриву кратних вуглець-вуглецевих зв'язків

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлоретан

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлоретан

Хлороводень та соляна кислота

Газоподібний хлороводень

Фізичні та хімічні властивості

HCl – хлорид водню. При про. Т - бесцв. газ з різким запахом, досить легко скраплюється (т. пл. -114 ° С, т. Кіп. -85 ° С). Безводний НСl і в газоподібному, і в рідкому станах неелектропровідний, хімічно інертний по відношенню до металів, оксидів і гідроксидів металів, а також до багатьох інших речовин. Це означає, що відсутність води хлороводень не виявляє кислотних властивостей. Тільки при дуже високій Т газоподібний HCl реагує з металами, причому навіть такими малоактивними як Сu і Аg.
Відновлювальні властивості хпорид-аніону в HCl також виявляються незначною мірою: він окислюється фтором при про. Т, а також при високій Т (600°С) у присутності каталізаторів оборотно реагує з киснем:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газоподібний HCl широко використовується в органічному синтезі (реакції гідрохлорування).

Способи отримання

1. Синтез із простих речовин:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Утворюється як побічний продукт при хлоруванні ПВ:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. У лабораторії одержують дією конц. H 2 SO 4 на хлориди:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабкому нагріванні)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при дуже сильному нагріванні)

Водний розчин HCl - сильна кислота (хлороводнева, або соляна)

HCl дуже добре розчиняється у воді: за об. Т 1 л Н 2 O розчиняється ~ 450 л газу (розчин супроводжується виділенням значної кількості тепла). Насичений розчин має масову частку HCl, що дорівнює 36-37%. Такий розчин має дуже різкий запах, що задушує.

Молекули HCl у воді практично повністю розпадаються на іони, тобто водний розчин HCl є сильною кислотою.

Хімічні властивості соляної кислоти

1. Розчинений у воді HCl виявляє всі загальні властивості кислот, зумовлені присутністю іонів Н+

HCl → H + + Cl -

Взаємодія:

а) з металами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) з основними та амфотерними оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ДТ 2 O

в) з основами та амфотерними гідроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ДТ 2 O

г) із солями слабших кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СО 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ВІН + NaCl

д) з аміаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакції із сильними окислювачами F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Аніон Cl - окислюється до вільного галогену:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Рішення рівняння див. "Отримання хлору". Особливе значення має ОВР між соляною та азотною кислотами:

Реакції з органічними сполуками

Взаємодія:

а) з амінами (як органічними основами)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) з амінокислотами (як амфотерними сполуками)

Оксиди та оксокислоти хлору

Кислотні оксиди

Кислоти

Солі

Хімічні властивості

1. Усі оксокислоти хлору та його солі є сильними окислювачами.

2. Майже всі сполуки під час нагрівання розкладаються за рахунок внутрішньомолекулярного окислення-відновлення або диспропорціонування.

Хлорне вапно

Хлорне (білильне) вапно - суміш гіпохлориту і хлориду кальцію, має відбілюючу і дезінфікуючу дію. Іноді розглядається як приклад змішаної солі, що має у своєму складі одночасно аніони двох кислот:

Жавельна вода

Водний розчин хлориду та гапохлориту калію KCl + KClO + H 2 O

Елемент VII підгрупи Періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. На зовнішньому рівні – 7 електронів, тому при взаємодії із відновниками, хлор показує свої окисні властивості, притягуючи до себе електрон металу.

Фізичні властивості хлору.

Хлор є жовтим газом. Має різкий запах.

Хімічні характеристики хлору.

Вільний хлордуже активний. Він реагує з усіма простими речовинами, крім кисню, азоту та благородних газів:

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 + Q.

При взаємодії з воднем при кімнатної температури реакції практично немає, але як тільки освітлення виступає як зовнішній вплив, виникає ланцюгова реакція, яка знайшла своє застосування в органічній хімії.

При нагріванні хлор здатний витіснити йод або бром із їх кислот:

Cl 2 + 2 HBr = 2 HCl + Br 2 .

З водою хлор реагує, частково розчиняючись у ній. Цю суміш називають хлорною водою.

Реагує із лугами:

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O (холод),

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (нагрівання).

Одержання хлору.

1. Електроліз розплаву хлориду натрію, що протікає за такою схемою:

2. Лабораторний спосіб одержання хлору:

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