Все о хлоре химия. Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Хлор – химический элемент VII группы 3 периода Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Неметалл.
Относится к элементам – p -семейства. Галоген. Порядковый номер – 17. Строение внешнего электронного уровня – 3s 2 3 p 5 . Относительная атомная масса – 35,5 а.е.м. Молекула хлора двухатомна – Cl 2 .
Химические свойства хлора
Хлор реагирует с простыми веществами металлами:
Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (t);
Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 ;
Cl 2 + 2Na = 2NaCl.
Хлор взаимодействует с простыми веществами неметаллами. Так, при взаимодействии с фосфором и серой образуются соответствующие хлориды, с фтором – фториды, с водородом – хлороводород, с кислородом – оксиды и т.д.:
5Cl 2 + 2P = 2HCl 5 ;
Cl 2 + 2S = SCl 2 ;
Cl 2 + H 2 = 2HCl;
Cl 2 + F 2 = 2ClF.
Хлор способен вытеснять бром и йод из их соединений с водородом и металлами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl;
Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl.
Хлор способен растворяться в воде и щелочах, при этом происходят реакции диспропорционирования хлора, а состав продуктов реакции зависит от условий её проведения:
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O;
3 Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.
Хлор взаимодействует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием вещества с тривиальным названием – фосген, с аммиаком с образованием трихлорида аммония:
Cl 2 + CO = COCl 2 ;
3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3NH 4 Cl.
В реакциях хлор проявляет свойства окислителя:
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S.
Хлор вступает в реакции взаимодействия с органическими веществами класса алканов, алкенов и аренов:
CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (условие – УФ-излучение);
CH 2 = CH 2 + Cl 2 = CH 2 (Cl)-CH 2 -Cl;
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 -Cl + HCl (kat = FeCl 3 , AlCl 3);
C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (условие – УФ-излучение).
Физические свойства хлора
Хлор – газ желто-зеленого цвета. Термически устойчив. При насыщении охлажденной воды хлором образуется твердый кларат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется тетрахлориде углерода, жидких SiCl 4 и TiCl 4 . Плохо растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия. Не реагирует с кислородом. Сильный окислитель. Температура кипения — -34,1С, плавления — -101,03С.
Получение хлора
Ранее хлор получали по методу Шееле (реакция взаимодействия оксида марганца (VI) c соляной кислотой) или по методу Дикона (реакция взаимодействия хлороводорода с кислородом):
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2 .
В наше время для получения хлора используют следующие реакции:
NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O;
2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (условие – электролиз).
Применение хлора
Хлор нашел широкое применение в различных областях промышленности, так его используют в производстве полимерных материалов (поливинилхлорид), отбеливателей, хлорорганических инсектицидов (гексахлоран), боевых отравляющих веществ (фосген), для обеззараживания воды, в пищевой промышленности, в металлургии и т.д.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
ПРИМЕР 2
Задание | Какой объем, масса и количество вещества хлора выделится (н.у.) при взаимодействии 17,4 г оксида марганца (IV) с соляной кислотой, взятой в избытке? |
Решение | Запишем уравнение реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с соляной кислотой:
4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Молярные массы оксида марганца (IV) и хлора, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 87 и 71 г/моль, соответственно. Рассчитаем количество вещества оксида марганца (IV): n(MnO 2) = m(MnO 2) / M(MnO 2); n(MnO 2) = 17,4 / 87 = 0,2 моль. Согласно уравнению реакции n(MnO 2): n(Cl 2) = 1:1, следовательно, n(Cl 2) = n(MnO 2) = 0,2 моль. Тогда масса и объем хлора будут равны: m(Cl 2) = 0,2 × 71 = 14,2 г; V(Cl 2) = n(Cl 2)×V m = 0,2×22,4 = 4,48 л. |
Ответ | Количество вещества хлора – 0,2 моль, масса – 14,2 г, объем – 4,48 л. |
Хлор | |
---|---|
Атомный номер | 17 |
Внешний вид простого вещества | Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит. |
Свойства атома | |
Атомная масса (молярная масса) |
35,4527 а.е.м.(г/моль) |
Радиус атома | 100 пм |
Энергия ионизации (первый электрон) |
1254.9(13.01) кДж/моль (эВ) |
Электронная конфигурация | 3s 2 3p 5 |
Химические свойства | |
Ковалентный радиус | 99 пм |
Радиус иона | (+7e)27 (-1e)181 пм |
Электроотрицательность (по Полингу) |
3.16 |
Электродный потенциал | 0 |
Степени окисления | 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1 |
Термодинамические свойства простого вещества | |
Плотность |
(при −33.6 °C)1,56 г/см³ |
Молярная теплоёмкость | 21.838 Дж/(K·моль) |
Теплопроводность | 0.009 Вт /( ·K) |
Температура плавления | 172.2 |
Теплота плавления | 6.41 кДж /моль |
Температура кипения | 238.6 |
Теплота испарения | 20.41 кДж/моль |
Молярный объём | 18.7 см³/моль |
Кристаллическая решётка простого вещества | |
Структура решётки | орторомбическая |
Параметры решётки | a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å |
Отношение c/a | — |
Температура Дебая | n/a K |
Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 17.
Элемент ХЛОР 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).
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2).
История открытия хлора
Схема атома хлора
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
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 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы.
В природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каинита KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, 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.
Изотопный состав
В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.
Изотоп | Относительная масса, а.е.м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин |
---|---|---|---|---|
35 Cl | 34.968852721 | Стабилен | — | 3/2 |
36 Cl | 35.9683069 | 301000 лет | β-распад в 36 Ar | 0 |
37 Cl | 36.96590262 | Стабилен | — | 3/2 |
38 Cl | 37.9680106 | 37,2 минуты | β-распад в 38 Ar | 2 |
39 Cl | 38.968009 | 55,6 минуты | β-распад в 39 Ar | 3/2 |
40 Cl | 39.97042 | 1,38 минуты | β-распад в 40 Ar | 2 |
41 Cl | 40.9707 | 34 c | β-распад в 41 Ar | |
42 Cl | 41.9732 | 46,8 c | β-распад в 42 Ar | |
43 Cl | 42.9742 | 3,3 c | β-распад в 43 Ar |
Физические и физико-химические свойства
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
Свойство | Значение |
---|---|
Температура кипения | −34 °C |
Температура плавления | −101 °C |
Температура разложения (диссоциации на атомы) |
~1400°С |
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) |
При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 b=4,50 , c=8,21 . Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную , имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 и c=6,12 .
Растворимость
Степень диссоциации молекулы хлора Cl 2 → 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).
В реестре CAS — номер 7782-50-5.
По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10 22 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 2p 6 3S² 3p 5 , 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:
Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO 2 и Cl 2 O 6 . 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):
Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3
Взаимодействие с неметаллами
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 образованием хлороводорода . Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3
Другие свойства
Cl 2 + CO → COCl 2При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует , образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты , либо их соли:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Окислительные свойства хлора
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + SРеакции с органическими веществами
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClПрисоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Способы получения
Промышленные методы
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
В 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 + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl - — 2е - → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
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 твердым 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 электролизера 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 твердым 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 электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер 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):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Хранение 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
Применение
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода
- 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: Cl 2 + H 2 O → 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 нашего столетия.
- Использовался как боевое отравляющее вещество , а так же для производства других боевых отравляющих веществ: 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. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные
сжигании
(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 HCO 3 - (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 посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.
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 раствором сульфита натрия Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 .
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.
Дополнительная информация
Производство хлора в России
Хлорид золота
Хлорная вода
Хлорная известь
Хлорид первого основания Рейзе
Хлорид второго основания РейзеСоединения хлора
Гипохлориты
Перхлораты
Хлорангидриды
Хлораты
Хлориды
Хлорорганические соединенияАнализируется
— При помощи электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.
Он широко применяется в промышленности, сельском хозяйстве, для лекарственных и бытовых нужд. Ежегодное производство хлора в мире составляет 55,5 млн. т.: в силу столь широкого распространения этого вещества аварии, связанные с его утечкой, довольно часты (они происходят как на промышленных объектах, так и при транспортировке хлора).
Зачастую происходит не только поражение промышленного объекта, но и местности за его пределами (из-за физико-химических свойств хлора: он в 2,5 раза тяжелее воздуха, поэтому скапливается в низинах, заражению подвергаются источники воды, так как хлор очень хорошо растворим в воде).
Поэтому сегодня особенно актуально знание объектов экономики, которые производят или используют хлор, симптомов отравления хлором, умения оказания первой помощи, а также знание СИЗ, используемых в зоне заражения.
Перед тем, как исследовать хлор как АХОВ, выделить симптомы отравления этим химическим веществом и определить, в чём заключается доврачебная и первая медицинская помощь, необходимо познакомиться с его общей характеристикой и областями использования.
Хлор (от греч. – «зелёный»). Химическая формула – Cl2 (молекулярная масса – 70,91). Соединение с хлором (газообразный хлороводород) было впервые получено Д. Пристли в 1772 году. Хлор в «чистом виде» был получен два года спустя К. В. Шееле.
Плотность жидкого хлора – 1560 кг/м3. Он негорюч и реактивен: на свету при повышенных температурах (к примеру, в случае пожара) взаимодействует с водородом (взрыв), в результате может образоваться более опасный газ – фосген.
Хлор применяется во многих сферах промышленности, науки и, зачастую, в быту. Перечислим области использования хлора в промышленности:
– он применяется при производстве поливинилхлорида, синтетического каучука, пластикатов (эти материалы служат для изготовления линолеума, одежды, обуви, изоляции для проводов и др.);
– в целлюлозно-бумажной промышленности хлор используют для отбеливания бумаги и картона (он также используется для отбеливания тканей);
– он задействован в производстве хлорорганических инсектицидов (эти вещества, уничтожающие вредных насекомых на посевах, используются в сельском хозяйстве);
– он используется в процессе обеззараживания («хлорирования») питьевой воды и очистки сточных вод;
– он широко применяется в химическом производстве бертолетовой соли, лекарств, хлорной извести, ядов, соляной кислоты, хлоридов металлов;
– в металлургии его задействуют для производства чистых металлов;
– это вещество используют как индикатор солнечных нейтрино.
Хлор хранится в цилиндрических резервуарах (10…250 м3) и шаровых(600…2 000 м3) резервуарах под давлением собственных паров (до 1,8 МПа). Сжижается под давлением при обычной температуре. Перевозится в контейнерах, баллонах, цистернах, выступающих временными хранилищами.
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
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 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.
Название элемента происходит от греческого clwroz
- "зелёный".
Нахождение в природе, получение:
Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 ·6H 2 O, карналлита KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O, каинита KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
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
Физические свойства:
При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Химические свойства:
Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов). Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
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 имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Важнейшие соединения:
Хлороводород HCl
- бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой
. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды
- твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды
- соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl 2 O.
, газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO
. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты
, малоустойчивы (NaClO*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь
, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2
, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты
, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2
, - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота
, HClO 3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO 2 и HClO 4 . Соли - хлораты
; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль
) - KClO 3 , использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO 4
, в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO 4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли - перхлораты
, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).
Применение:
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- 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.
Биологическая роль и токсичность:
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 через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.
Хлор в виде простого вещества ядовит, 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.
Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.
Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева:
Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора
Общая характеристика подгруппы
Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА
P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.
Электронная диаграмма элемента Hal (Hal ≠ F):
Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:
Таблица 2. Валентность
3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:
Таблица 3. Степени окисления элементов
Характеристика химического элемента
Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17
Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17
Строение атома:
Электронная формула:
Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
Электроотрицательность по Полингу: 3,20
Характеристика простого вещества
Тип связи: ковалентная неполярная
Молекула двухатомная
Изотопы: 35 Cl (75,78 %) и 37 Cl(24,22 %)
Тип кристаллической решетки: молекулярная
Термодинамические параметры
Таблица 4
Физические свойства
Таблица 5
Химические свойства
Водный раствор хлора в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»)
1 стадия: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород
Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃
Хлор сильный окислитель:
1. Взаимодействие с простыми веществами
a) с водородом:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
б) с металлами:
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
3Cl 2 + 2P = 2PCl 3
Cl 2 + S = SCl 2
С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!
2. Взаимодействие со сложными веществами
а) с водой: см. выше
б) с кислотами: не реагирует!
в) с растворами щелочей:
на холоду: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
при нагревании: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
д) со многими органическими веществами:
Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl
Важнейшие соединения хлора
Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) - бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже и кубической.
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
HCl г + H 2 O ж = H 3 O + ж + Cl − ж
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли - хлориды :
Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор - хлорид меди(II) CuCl 2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O +2 Cl 2
Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
2 Cu + 4 HCl → 2 H + H 2
Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
R-CH=CH 2 + HCl → R-CHCl-CH 3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl 2 -CH 3
Оксиды хлора
- неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: Cl х O у.
Хлор образует следующие оксиды: Cl 2 O, Cl 2 O 3 , ClO 2 , Cl 2 O 4 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Кроме того известны: короткоживущий радикал ClO, радикал пероксид хлора ClOO и радикал тетраоксид хлора ClO 4 .
Ниже в таблице представлены свойства устойчивых оксидов хлора:
Таблица 6
Свойство | Cl 2 O | ClO 2 | ClOClO 3 | Cl 2 O 6 (ж)↔2ClO 3 (г) | Cl 2 O 7 |
Цвет и состояние при комн. температуре | Жёлто-коричневый газ | Жёлто-зелёный газ | Светло-жёлтая жидкость | Тёмно-красная жидкость | Бесцветная жидкость |
Степень окисления хлора | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
Т. пл., °C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
Т. кип., °C | 2,0 | 44,5 | |||
d (ж, 0°C), г*см -3 | - | 1,64 | 1,806 | - | 2,02 |
ΔH° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 | 80,3 | 102,6 | ~180 | (155) | |
ΔG° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 | 97,9 | 120,6 | - | - | - |
S° обр (газ, 298 К), Дж*K -1 *моль -1 | 265,9 | 256,7 | 327,2 | - | - |
Дипольный момент μ, Д | 0,78 ± 0,08 | 1,78 ± 0,01 | - | - | 0,72 ± 0,02 |
Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты - соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом.
В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C - жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:
При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:
Быстро реагирует со щелочами:
Cl 2 O + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + H 2 O
Диоксид хлора - кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Диоксид хлора - оксид хлора (IV ), соединение хлора и кислорода, формула: ClO 2 .
В нормальных условиях ClO 2 - газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO 2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.
Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:
Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (разб.) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O
ClO 2 + 2NaOH хол. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2
ClO 2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.
Хлорноватистая кислота - HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.
В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO − :
Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли - гипохлориты - сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:
HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H 2 O
Хлористая кислота - HClO 2 , одноосновная кислота средней силы.
Хлористая кислота НClO 2 в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
Нейтрализуется щелочами.
HClO 2 + NaOH (разб. хол.) = NaClO 2 + H 2 O
Ангидрид этой кислоты неизвестен.
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов , образующихся в результате взаимодействия ClO 2 со щёлочью:
Проявляет окислительно – восстановительные свойства.
5HClO 2 + 3H 2 SO 4 (разб.) + 2KMnO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Хлорноватая кислота - HClO 3 , сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:
Хлорноватая кислота - сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO 3 легко восстанавливается до соляной кислоты:
HClO 3 + 5HCl (конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O
HClO 3 + NaOH (разб.) = NaClO 3 + H 2 O
При пропускании смеси SO 2 и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора:
В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага.
8. Нахождение в природе:
В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.
Таблица 7. Нахождение в природе
Таблица 7. Минеральные формы
Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
Получение
Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:
Метод Шееле
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
Метод Дикона
Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.
Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:
Применение
· Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров
· Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)
· В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука.
· Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).
· Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
· Для обеззараживания воды - «хлорирования».
· 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 нейтринов 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.