Физические свойства. Хлор вода
Хлор и его соединения » HimEge.ru
Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [10Ne ]3s2Зр5, характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl-1 . Шкала степеней окисления хлора:
+7 – Cl2O7 , ClO4— ,HClO4 , KClO4
+5 — ClO3— , HClO3 ,KClO3
+ 1 – Cl2O , ClO— , HClO , NaClO , Ca(ClO)2
0 – Cl2
— 1 – Cl— , HCl, KCl , PCl5
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Хлор С12 . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl2 неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Cl2+h3 ⇌HCl
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:
Cl20+h3O ⇌HClIO+HCl-I
Cl2+2NaOH(хол) = NaClO+NaCl+h3O
3Cl2+6NaOH(гор)=NaClO3+5NaCl+h3O
Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О0, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Сl2 + 2Nа = 2NаСl2
ЗСl2 + 2Fе→2FеСl3 (200 °С)
Сl2 +Se=SeCl4
Сl2 + РЬ→PbCl2 (300 °С)
5Cl2+2P→2PCl5 (90 °С)
2Cl2+Si→SiCl4 (340 °С)
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Сl2 + 2КВг(Р) = 2КСl + Вr2↑ (кипячение)
б) Сl2(нед.) + 2КI(р) = 2КСl + I2↓
ЗСl (изб.) + 3Н2O+ КI = 6НСl + КIO3(80 °С)
Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получение хлора в промышленности:
2NаСl (расплав)→ 2Nа + Сl2 (электролиз)
2NaCl+ 2Н2O→Н2↑ + Сl2↑ + 2NаОН (электролиз)
и в лаборатории:
4НСl (конц.) + МnO2 = Сl2↑ + МnСl2 + 2Н2O
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).
Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.
Хлороводород НСl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой, а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl—I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет НI). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Сl— — образование белых осадков АgСl и Нg2Сl2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.
Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:
НСl (разб.) + NаОН (разб.) = NaСl + Н2O
НСl (разб.) + NН3 Н2O = Nh5Сl + Н2O
4НСl (конц., гор.) + МO2 = МСl2 + Сl2↑ + 2Н2O (М = Мп, РЬ)
16НСl (конц., гор.) + 2КМnO4(т) = 2МnСl2 + 5Сl2↑+ 8Н2O + 2КСl
14НСl (конц.) + К2Сr2O7(т) = 2СrСl3 + ЗСl2↑ + 7Н2O + 2КСl
6НСl (конц.) + КСlO3(Т) = КСl + ЗСl2↑ + 3Н2O (50-80 °С)
4НСl (конц.) + Са(СlO)2(т) = СаСl2 + 2Сl2↑ + 2Н2O
2НСl (разб.) + М = МСl2 + h3↑ (М = Ре, 2п)
2НСl (разб.) + МСO3 = МСl2 + СO2↑+ Н2O (М = Са, Ва)
НСl (разб.) + АgNO3 = НNO3 + АgСl↓
Получение НСl в промышленности — сжигание Н2 в Сl2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NаСl(т) + Н2SO4 (конц.) = NаНSO4 + НСl↑ (50 °С)
Хлориды
Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.
Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.
В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NаСl(т) + 2Н2SO4 (конц.) + МnO2(т) = Сl2↑ + МnSO4 + 2Н2O + Na2SO4(100 °С)
10NаСl(т) + 8Н2SO4(конц.) + 2КМnO4(т)= 5Сl2↑ + 2МnSO4 + 8Н2О + 5Nа2SO4 + К2SO4(100°С)
6NaСl(Т) + 7Н2SO4 (конц.) + К2Сr2O7(т) = 3Сl2 + Сr2(SO4)3 + 7Н2O+ ЗNа2SO4 + К2SO4(100 °С)
2NаСl(т) + 4Н2SO4(конц.) + РЬO2(т) = Сl2↑ + Рb(НSO4)2 + 2Н2O + 2NaНSO4(50 °С)
NaСl(разб.) + АgNO3 = NaNО3 + АgСl↓
NaCl(ж)→2Na+Cl2↑ (850°С, электролиз )
2NаСl + 2Н2O→Н2↑ + Сl2↑ + 2NаОН (электролиз )
2NаСl(р,20%)→ Сl2↑+ 2Nа(Нg) “амальгама”(электролиз ,на Hg-катоде)
Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl2. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.
Хлорид кальция СаСl2. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl2 6Н2О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.
Уравнения важнейших реакций:
СаСl2(Т) + 2Н2SO4(конц.) = Са(НSO4)2 + 2НСl↑ (50 °С)
СаСl2(Т) + Н2SO4 (конц.) = СаSO4↓+ 2НСl↑ (100 °С)
СаСl2 + 2NaОН (конц.) = Са(ОН)2↓+ 2NaCl↑
ЗСаСl2 + 2Nа3РO4 = Са3(РO4)2↓ + 6NaCl
СаСl2 + К2СO3 = СаСО3↓ + 2КСl
СаСl2 + 2NaF = СаF2↓+ 2NаСl
СаСl2(ж) → Са + Сl2 ↑(электролиз ,800°С)
Получение:
СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СO3↑ + Н2O
Хлорид алюминия АlСl3. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl3 (треугольное строение,sр2гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl2Сl6 (точнее, Сl2АlСl2АlСl2, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Аl3+ — образование осадка АlРO4, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.
АlСl3. 6Н2O →АlСl(ОН)2 (100-200°С, —HCl,h3O)→Аl2O3(250-450°С, -HCl,h3O)
АlСl3(т) + 2Н2O(влага) = АlСl(ОН)2(т) + 2НСl (белый «дым»)
АlCl3 + ЗNаОН (разб.) = Аl(OН)3 (аморф. )↓ + ЗNаСl
АlСl3 + 4NаОН (конц.) = Nа[Аl(ОН)4] + ЗNаСl
АlСl3 + 3(NН3.Н2O)(конц.) = Аl(ОН)3(аморф.) + ЗNН4Сl
АlCl3 + 3(NН3 • Н2O)(конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН4Сl + Н2O (100°С)
2Аl3+ + 3Н2O + ЗСО2-3 = 2Аl(ОН)3↓ + ЗСO2↑ (80°С)
2Аl3+ =6Н2O+ 3S2- = 2Аl(ОН)3↓+ 3Н2S↑
Аl3+ + 2НРО42- — АlРO4↓ + Н2РO4—
2АlСl3→2Аl + 3Сl2↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)
Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:
Аl2O3 + 3С(кокс) + 3Сl2 = 2АlСl3 + 3СО (900 °С)
Хлорид железа(II) FеСl2. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе2Сl4. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Применяется для синтеза FеСl и Fе2О3, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl2 • 4Н2O = FеСl2 + 4Н2O (220 °С, в атм. N2)
FеСl2 (конц.) + Н2O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)
FеСl2(т) + Н2SO4(конц.) = FеSO4 + 2НСl↑ (кипячение)
FеСl2(т) + 4HNO3(конц.) = Fе(NO3)3 + NO2↑ + 2НСl + Н2O
FеСl2 + 2NаОН (разб.) = Fе(ОН)2↓+ 2NaСl (в атм. N2)
FеСl2 + 2(NН3. Н2O) (конц.) = Fе(ОН)2↓ + 2NН4Cl (80 °С)
FеСl2 + Н2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)
4FеСl2 + O2(воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl3(t)
2FеСl2(р) + Сl2(изб.) = 2FеСl3(р)
5Fе2+ + 8Н+ + МnО—4 = 5Fе3+ + Мn2+ + 4Н2O
6Fе2+ + 14Н+ + Сr2O72- = 6Fе3+ + 2Сr3+ +7Н2O
Fе2+ + S2-(разб.) = FеS↓
FеСl2 →Fе↓ + Сl2↑ (90°С, в разб. НСl, электролиз)
Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:
Fе + 2НСl = FеСl2+ Н2↑
(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).
Хлорид железа(III) FеСl3. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl3 (треугольное строение, sр2-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе2Сl6 (точнее, Сl2FеСl2FеСl2, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl. 6Н2O имеет строение [Fе(Н2O)4Сl2]Сl • 2Н2O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.
Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl3 • 6Н2O=[Fе(Н2O)4Сl2]Сl + 2Н2O (37 °С)
2(FеСl8 • 6Н2O)=Fе2O3 + 6НСl + 9Н2O (выше 250 °С)
FеСl3(10%) + 4Н2O = Сl— + [Fе(Н2O)4Сl2]+(желт.)
2FеСl3 (конц.) + 4Н2O =[Fе(Н2O)4Сl2]+ (желт.) + [FеСl4] —(бц.)
FеСl3 (разб., конц.) + 2Н2O →FеСl(ОН)2↓ + 2НСl (100 °С)
FеСl3 + 3NaОН (разб.) = FеО(ОН)↓ + Н2O + 3NаСl (50 °С)
FеСl3 + 3(NН3 • Н2O) (конц,, гор.) =FeO(OH)↓+h3O+3Nh5Cl
4FеСl3 + 3O2(воздух) =2Fе2O3 + 3Сl2(350—500 °С)
2FеСl3(р) + Сu→ 2FеСl2 + СuСl2
Хлорид аммония NН4Сl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.
Качественная реакция на ион NН4+— выделение NН3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.
Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.
Уравнения важнейших реакций:
Nh5Cl(т)⇌Nh4(г)+HCl(г) (выше337,8 °С)
NН4Сl + NаОН (насыщ.) = NаСl + NН3↑+ Н2O (100 °С)
2NН4Сl(Т) + Са(ОН)2(т) = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2O (200°С)
2NН4Сl (конц.) +Mg= Н2 ↑ + МgСl2 + 2NН3↑ (80°С)
2NН4Сl (конц., гор.) + Мg(ОН)2 = MgСl2 + 2NН3↑ + 2Н2O
NH+(насыщ.) + NO—2 (насыщ.) =N2↑ + 2Н2O (100°С)
NН4Сl + КNO3 = N2O + 2Н2O + КСl (230-300 °С)
Получение: взаимодействие Nh4 с НСl в газовой фазе или NН3 Н2О с НСl в растворе.
Гипохлорит кальция Са(СlО)2. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl2 и Са(ОН)2. Уравнения важнейших реакций:
Са(СlO)2 = СаСl2 + O2(180 °С)
Са(СlO)2(т) + 4НСl (конц.) = СаСl + 2Сl2↑ + 2Н2O (80 °С)
Са(СlO)2 + Н2O + СO2 = СаСО3↓ + 2НСlO (на холоду)
Са(СlO)2 + 2Н2O2(разб.) = СаСl2 + 2Н2O + 2O2↑
Получение:
2Са(ОН)2 (суспензия) + 2Сl2(г) = Са(СlO)2 + СаСl2 + 2Н2O
Хлорат калия КСlO3. Соль хлорноватой кислоты НСlO3, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.
Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.
Уравнения важнейших реакций:
4КСlO3 = ЗКСlO4 + КСl (400 °С)
2КСlO3 = 2КСl + 3O2(150-300 °С, кат. МпO2)
КСlO3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl2↑ + ЗН2O (50-80 °С)
3КСlO3(Т) + 2Н2SO4(конц., гор.) = 2СlO2 + КСlO4 + Н2O + 2КНSO4
(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO2(Г) = Сl2 + 2O2)
2КСlO3 + Е2(изб.) = 2КЕO3 + Сl2↑ (в разб. НNO3, Е = Вr, I)
KClO3 +h3O→h3 +KClO4 (Электролиз)
Получение КСlO3в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO3 выделяется на аноде):
КСl + 3Н2O →Н2↑+ КСlO3(40—60 °С,Электролиз)
Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем
КI).
Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).
Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.
Уравнения важнейших реакций:
2КВr(т) + 2Н2SO4(КОНЦ., гор,) + МnO2(т) =Вr2↑ + МnSO4 + 2Н2O + К2SO4
5Вr— + 6Н+ + ВrО3— = 3Вr2 + 3Н2O
Вr— + Аg+ =АgВr↓
2КВr(р) +Сl2(Г)=2КСl + Вг2(р)
КВr + 3Н2O→3Н2↑ + КВrО3(60-80 °С, электролиз)
Получение:
К2СO3 + 2НВr = 2КВr + СO2↑+ Н2O
Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I2 за счет комплексообразования.
Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
10I— + 16Н+ + 2МnO4— = 5I2↓ + 2Мn2+ + 8Н2O
6I— + 14Н+ + Сr2O72- =3I2 ↓ + 2Сr3+ + 7Н2O
2I— + 2Н+ + Н2O2 (3%) = I2↓+ 2Н2O
2I— + 4Н+ + 2NO2— = I2↓ + 2NO↑ + 2Н2O
5I— + 6Н+ + IO3— = 3I2 + 3Н2O
I— + Аg+ = АgI (желт.)↓
2КI(р) + Сl2(р) (нед.) =2КСl + I2↓
КI + 3Н2O + 3Сl2(р) (изб.) = КIO3 + 6НСl (80°С)
КI(Р) + I2(т)=K[I(I)2])(Р) (кор.) («йодная вода»)
КI + 3Н2O→ 3Н2↑ + КIO3 (электролиз,50—60 °С)
Получение:
К2СO3 + 2НI = 2 КI + СO2 ↑+ Н2O
himege.ru
Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl.
Основаны на процессе окисления анионов Cl-
2Cl-- 2e- = Cl20
Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:
2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + h3↑
Окисление конц. HCI различными окислителями:
4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O
16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O
6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O
14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O
Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl-:
Cl20+ 2e- = 2Cl-
Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
Примеры:
Cl2+ 2Na = 2NaCl
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
Примеры:
Cl2 + Сu = CuCl2
3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3
Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.
Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.
Примеры:
Cl2 + Н2 =2НС1
Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2
ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)
2Cl2 + Si = SiCl4
3Cl2 + I2 = 2ICl3
Примеры:
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
Cl2 + h3S = S + 2HCl
ЗСl2 + 2Nh4 = N2 + 6HCl
В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl-, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO- или ClO3-.
Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O
3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O
3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O
Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
КClO3 и Са(ClO)2 - гипохлориты; КClO3 - хлорат калия (бертолетова соль).
а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ
б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
h3C=Ch3 + Cl2 → Clh3C-Ch3Cl 1,2-дихлорэтан
HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан
Хлороводород и соляная кислота
HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:
2HCl + F2 = Сl2 + 2HF
4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O
Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).
1. Синтез из простых веществ:
Н2 + Cl2 = 2HCl
2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
R-H + Cl2 = R-Cl + HCl
3. В лаборатории получают действием конц. h3SO4 на хлориды:
h3SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)
h3SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)
HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.
Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.
1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н+
HCl → H+ + Cl-
Взаимодействие:
а) с металлами (до Н):
2HCl2 + Zn = ZnCl2 + h3
б) с основными и амфотерными оксидами:
2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O
в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О
3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O
г) с солями более слабых кислот:
2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O
HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl
д) с аммиаком:
HCl + Nh4 = Nh5Cl
Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:
2Cl-- 2e- = Cl20
Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:
Взаимодействие:
а) с аминами (как органическими основаниями)
R-Nh3 + HCl → [RNh4]+Cl-
б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)
Оксиды и оксокислоты хлора
Кислородсодержащие соединения хлора - чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.
гипохлориты | хлориты | хлораты | перхлораты |
NaClOKClOCa(ClO)2 | Ca(ClO2)2 | KClO3 бертолетова сольMg(ClO3)2 | KClO4NaClO4Nh5ClO4 |
1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.
2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.
Примеры:
Хлорная известь
Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:
Жавелевая вода
Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + h3O
examchemistry.com
Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.
Хлор (от греч. χλωρ?ς — «зелёный») — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор[2]).
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).
История открытия хлора
Впервые газообразный безводный хлороводород собрал Дж. Присли в 1772г. (над жидкой ртутью). Впервые хлор был получен в 1774 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2h3OШееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Распространение в природе
В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2 · 6h3O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[3]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,017 %, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.
Физические и физико-химические свойства
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
Некоторые физические свойства хлора
| Цвет (газ) | Жёлто-зелёный |
| Температура кипения | −34 °C |
| Температура плавления | −100 °C |
| Температура разложения(диссоциации на атомы) | ~1400 °C |
| Плотность (газ, н.у.) | 3,214 г/л |
| Сродство к электрону атома | 3,65 эВ |
| Первая энергия ионизации | 12,97 эВ |
| Теплоемкость (298 К, газ) | 34,94 (Дж/моль·K) |
| Критическая температура | 144 °C |
| Критическое давление | 76 атм |
| Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) | 0 (кДж/моль) |
| Стандартная энтропия образования (298 К, газ) | 222,9 (Дж/моль·K) |
| Энтальпия плавления | 6,406 (кДж/моль) |
| Энтальпия кипения | 20,41 (кДж/моль) |
| Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х | 243 (кДж/моль) |
| Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х | 1150 (кДж/моль) |
| Энергия ионизациии | 1255 (кДж/моль) |
| Энергия сродства к электрону | 349 (кДж/моль) |
| Атомный радиус | 0,073 (нм) |
| Электроотрицательность по Полингу | 3,20 |
| Электроотрицательность по Оллреду-Рохову | 2,83 |
| Устойчивые степени окисления | -1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7 |
Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.
При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å .
Растворимость
| Бензол | Растворим |
| Вода[8] (0 °C) | 1,48 |
| Вода (20 °C) | 0,96 |
| Вода (25 °C) | 0,65 |
| Вода (40 °C) | 0,46 |
| Вода (60 °C) | 0,38 |
| Вода (80 °C) | 0,22 |
| Тетрахлорметан (0 °C) | 31,4 |
| Тетрахлорметан (19 °C) | 17,61 |
| Тетрахлорметан (40 °C) | 11 |
| Хлороформ | Хорошо растворим |
| TiCl4, SiCl4, SnCl4 | Растворим |
Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07×10−4%, а при 2500 К 0,909 %.
Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).
По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.
Химические свойства
Строение электронной оболочки
На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:
| I | +1, −1 | 3s2 3p5 | NaCl, NaClO |
| III | +3 | 3s2 3p4 3d1 | NaClO2 |
| V | +5 | 3s2 3p3 3d2 | KClO3 |
| VII | +7 | 3s1 3p3 3d3 | KClO4 |
Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.
Взаимодействие с металлами
Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
Cl2 + 2Na → 2NaCl3Cl2 + 2Sb → 2SbCl33Cl2 + 2Fe → 2FeCl3Взаимодействие с неметаллами
C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.
На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:
Cl2 + h3 → 2HCl5Cl2 + 2P → 2PCl52S + Cl2 → S2Cl2С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.
При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:
Cl2 + 3F2 (изб.) → 2ClF3Другие свойства
Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HClCl2 + 2NaI → I2 + 2NaClПри реакции с монооксидом углерода образуется фосген:
Cl2 + CO → COCl2При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:
Cl2 + h3O → HCl + HClO3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3h3OХлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:
Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + h3OДействие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:
4Nh4 + 3Cl2 → NCl3 + 3Nh5ClОкислительные свойства хлора
Хлор очень сильный окислитель.
Cl2 + h3S → 2HCl + SРеакции с органическими веществами
С насыщенными соединениями:
Ch4-Ch4 + Cl2 → C2H5Cl + HClПрисоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
Ch3=Ch3 + Cl2 → Cl-Ch3-Ch3-ClАроматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):
C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HClСпособы получения
Промышленные методы
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2h3OВ 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.
4HCl + O2 → 2h3O + 2Cl2Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:
2NaCl + 2h3О → h3↑ + Cl2↑ + 2NaOHАнод: 2Cl− — 2е− → Cl20↑Катод: 2h3O + 2e− → h3↑ + 2OH−Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 h3O → 1,00 Cl2↑ + 1,10 NaOH + 0,03 h3↑Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.
Диафрагменный метод с твёрдым катодом
Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизёра непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.
Мембранный метод с твёрдым катодом
Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.
Ртутный метод с жидким катодом
Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизёра служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.
Лабораторные методы
В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8h3OK2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7h3OХранение хлора
Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.
Стандарты качества хлора
Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора
| 99,8 | 99,6 |
| 0,01 | 0,04 |
| 0,002 | 0,004 |
| 0,015 | 0,10 |
Применение
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
- Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + h3O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
- Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.
- Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
- Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
- Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.
Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.
Биологическая роль
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.
У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения черезмембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. Вжелудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na+/K+ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO3− (кислотно-щелочной баланс).
Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.
Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.
Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредствомлистопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.
Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.
Особенности работы и меры предосторожности
Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной растворомсульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.
ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.
tgko.ru
Хлор - Знаешь как
Основное ХлорЛекарства содержащие хлорСоли , минералы
ХЛОР (Chlorum; от греч. — желто-зеленый), Сl — хим. элемент VII группы периодической системы элементов; ат. н. 17, ат. м. 35,453. Желто-зеленый газ с резким запахом. В соединениях проявляет степени окисления — 1, + 1, +3, + 5 и + 7. Наиболее стойки соединения X. с крайними степенями окисления: — 1 и + 7. Природный X. состоит из изотопов 35Сl (75,53%) и 37Сl (24,47%). Известно семь радиоактивных изотопов с массовыми числами 32—40 и два изомера; наиболее дол-гоживущий — изотоп 36Сl с периодом полураспада 3,08 х 10 5 лет (бета-распад, электронный захват). X. открыл в 1774 швед, химик К. Шееле, выделил в 1810 англ. химик Г. Дэви.
Содержание X. 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 MgCl2х6h30 и каинита KMg [Cl/SO4] · 3Н20. 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/молъ; теплота испарения (при т-ре кипения) 4,42 ккал/молъ. X. 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; з — распространение разрушения; t > t1 — область вязких разрушений; t2 < t < t1, — область квазихрупких разрушений; t < t2—область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
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 X. не стоек ни один металл (при этой т-ре начинают корродировать наиболее стойкие по отношению к газообразному X. высоконикелистые сплавы типа инконель). 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 X. с неметаллами важнейшее — хлористый водород НСl, образующийся при непосредственном взаимодействии (на свету) X. с водородом либо под действием сильных минер, кислот (напр., Н2SО4) на соединения металлов с хлором (напр., NaCl), а также являющийся побочным продуктом при получении мн. хлорорга-нических 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.
Соляная к-та, являясь весьма сильной, взаимодействует со всеми электроотрицательными металлами (стоящими в электрохим. ряду напряжений выше водорода). В неводных растворах хлористого водорода (напр., в ацетонитриле) могут корродировать и нек-рые электроположительные металлы (напр., медь). С кислородом хлор непосредственно не взаимодействует. Косвенным путем могут быть получены окислы Сl20, СlO2, Сl206 и Сl207, к-рым отвечают кислоты НСlO — хлорноватистая (соли — гипохлориты), НСlO2 — хлористая (соли — хлориты), НСlO3 — хлорноватая (соли — хлораты) и НСlO4 — хлорная (соли — перхлораты). 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 пшохлорит 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 солеобраз-ные, хлорангидриды и несолеобразные 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 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 хлорангидри-дам относятся хлориды неметаллов (напр., бора, кремния, фосфора) и хлориды металлов IIIв подгруппы и IV—VIII групп периодической системы в высших степенях окисления. Хлорангидриды при взаимодействии с водой образуют соответствующую к-ту и выделяют хлористый водород. Несолеобразным нейтральным хлоридом является, напр., четыреххло-ристый углерод ССl4. Осн. пром. метод получения X.— электролиз растворов NaCl или НСl (аноды графитовые или титановые). Xлор очень токсичен, предельно допустимое содержание свободного X. в воздухе 0,001 мг/л. Xлор — 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.
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
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 .
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 .
Галогены в качестве солей являются жизненно важными элементами . Хлор в виде поваренной соли постоянно применяются в пищу , а также входит в состав зелёного вещества растений — хлорофилла .Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету :
Cl2 + h3 = 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 .
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 + h3O = 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 + h3O = 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 .
Галогены реагируют и 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 + ….
Применение хлора .
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 .
Лит.: Фиалков Я. А. Межгалоидные соединения.; Некрасов В. В.
В основном с этим также ищут .
Лекарства
Вы читаете, статья на тему хлор
znaesh-kak.com
