Хлор

Хлор

Химический элемент

Желтовато-зелёный газ

Символ, номер

Cl, 17

Атомная масса

35,457 а.е.м.

Электронная конфигурация

[Ne] 3s² 3p⁵

Электроотрицательность

3,16 по шкале Поллинга

Степени окисления

7; 6; 5; 4; 3; 1; 0; −1

Плотность

3,21 г/л (газ)

Температура плавления

172,2 K

Температура кипения

238,6 K

Молярная теплоёмкость

 Дж/(K·моль)

Структура кристаллической решетки

орторомбическая

Теплопроводность

(300 K) 0,009 Вт/(м·К)

Химия 59. Элемент хлор // Академия занимательных наук

Хлор и его соединения // Городской методический центр

Хлор — химический элемент № 17 в таблице Менделеева. Относится к галогенам, в нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета.

История

Впервые хлор был получен в 1774 году шведским химиком Карлом Шееле. Он описал выделение хлора при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своем трактате о пиролюзите:

• 4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O.

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, согласно господствующей тогда в химии теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированую соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались тщетными до времени работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор. В 1810 году ученый Г. Дэви выразил мнение, что этот газ является простым веществом. Через 2 года французский химик и физик Жозеф-Луи Гей-Люссак дал этому газу современное название хлор.

Название происходит от греческого χλωρός — «зеленый».

Распространение в природе

Хлор — достаточно распространенный элемент. В свободном состоянии в природе он не встречается, так как в химическом отношении хлор очень активен. Самым распространенным природным соединением хлора является хлорид натрия NaCl, огромные количества которого растворены в воде морей, океанов и некоторых озер. Во многих местах хлорид натрия в виде минерала галита (или каменной соли) образует мощные залежи. Богатые залежи очень чистой каменной соли расположены в районах Соль-Илецка на Южном Урале и Артёмовска на Донбассе.

Кроме того, очень распространенными соединениями хлора является хлорид калия KCl и хлорид магния MgCl₂. Хлорид калия и хлорид натрия образуют минерал сильвинит KCl·NaCl, мощные месторождения которого расположены на Украине (города Калуш и Стебник), а хлорид калия и хлорид магния образуют минерал карналлит KCl·MgCl₂·6H₂O, большие залежи которого имеются на Урале.

Физические свойства

Хлор — тяжелый газ желтовато-зеленого цвета с резким, удушливым запахом, неметалл. При вдыхании очень раздражает слизистую оболочку и вызывает острый кашель, а в больших количествах — даже смерть.

Под давлением около 6 атмосфер хлор уже при обычной температуре сжижается в желтую тяжелую жидкость, которая под нормальным давлением кипит при −34 °С, а при −102,4 °С замерзает в желтоватую кристаллическую массу. Сжиженный хлор хранят и транспортируют в стальных баллонах.

В воде хлор растворяется хорошо. В одном объеме воды при обычной температуре растворяется более двух объемов хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой.

Химические свойства

Химически очень активен. Окислитель. Образует соединения почти со всеми элементами. Атомы хлора, имея во внешнем электронном слое семь электронов, легко отнимают валентные электроны от атомов других элементов и превращаются в отрицательно одновалентные ионы Cl⁻. Этим проявляются его резко выраженные окислительные свойства. По своим окислительным свойствам хлор уступает только фтору и примерно равноценен кислороду. Благодаря большому родству его атомов к электрону, хлор непосредственно соединяется со всеми металлами и большинством неметаллов. Причем со многими металлами он реагирует очень энергично с выделением тепла и света. Например, если в наполненный хлором цилиндр внести растертый в порошок сурьмы, он вспыхивает и сгорает, образуя густой белый дым трихлорида сурьмы SbCl₃:

• 2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃

Предварительно нагретые кальций, железо, медь и другие металлы тоже энергично сгорают в атмосфере хлора, образуя соответствующие хлориды. Например:

• Cu + Cl₂ = CuCl₂

Зажженый на воздухе красный фосфор продолжает энергично гореть в атмосфере хлора:

• 2Р + 3Cl₂ = 2PCl₃

С водородом хлор тоже реагирует. Но при обычной температуре реакция идет очень медленно, а при нагревании и под воздействием солнечного света — достаточно быстро и даже со взрывом:

• Cl₂ + Н₂ = 2HCl

Реакции с органическими соединениями

Замещения

При высокой температуре хлор может отнимать водород от различных органических соединений. Зажженная свеча продолжает гореть в атмосфере хлора, выделяя много копоти, потому что с хлором сочетается только водород, входящий в состав вещества свечи, а углерод выделяется в виде копоти:

• C_nH_2n+2 + (n+1) Cl₂ → n C + (2n+2) HCl

Алканы реагируют с хлором при нагревании, реакция проходит по радикальному механизму:

• CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + HCl

Ароматические соединения реагируют по ионному механизму, в присутствии катализаторов (например, AlCl₃, FeCl₃):

• C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Кетоны хлорируются гораздо легче, чем соответствующие алканы:

• CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + Cl₂ -H⁺→ CH₃-CHCl-CO-CH₂-CH₃ + HCl
• CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + 4Cl₂ -OH^-→ CH₃-CCl₂-CO-CCl₂-CH₃ + 4HCl

С метилкетонами реакция идет дальше и происходит расщепление

• CH₃-CO-CH₃ — Cl₂/-OH^-→ CHCl₃

Присоединения

Хлор присоединяется по двойной связи алкенов

• CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

Окисления

Хлор — сильный окислитель, и редко применяется в этом качестве. Он окисляет спирты (до кислот или кетонов), альдегиды (до кислот).

• CH₃-CH₂-OH —Cl₂ / OH^-→ [CH₃-CHO] →CHCl₃

Получение

В лабораторных условиях хлор обычно получают взаимодействием соляной кислоты HCl с двуокисью марганца MnO₂ (это также и первый промышленный метод получения):

• 4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2H₂O

Также используют другие окислители:

• 2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O
• K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Промышленное производство

В технике хлор получают электролизом водного раствора хлорида натрия NaCl. Хлорид натрия в водном растворе диссоциирует на ионы натрия и хлора:

NaCl ⇌ Na⁺ + Cl⁻

Молекулы воды также частично диссоциируют:

H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻

Таким образом, к катоду привлекаются катионы натрия и катионы водорода, а к аноду — анионы хлора и анионы гидроксила. Катионы водорода восстанавливаются легче, чем катионы натрия, а анионы хлора окисляются легче, чем анионы гидроксила. Поэтому на катоде выделяется водород, а аноде — хлор. Электродные реакции можно обозначить такими уравнениями:

• Катод: 2Н⁺ + 2е = Н₂↑
• Анод: 2Cl⁻ − ​​2е = Cl₂↑

Катионы натрия и анионы гидроксила все время накапливаются в растворе и образуют гидроксид натрия NaOH. Он реагирует с хлором, частично растворяется в воде, образуя гипохлорит и хлорид натрия

• NaOH + Cl₂ → NaCl + NaOCl

Раствор NaClO используют как отбеливатель.

Применение

В технике хлор применяется очень широко. Используют в производстве хлорорганических соединений (например, винилхлорида, хлоропренового каучука, дихлорэтана и др.), красителей, лекарственных и других веществ, для отбеливания ткани, бумаги, дезинфекции и т. п.

Значительные количества его используют для производства:

• соляной кислоты
• хлорной извести

Применение хлора для обеззараживания (хлорирования) питьевой воды пытаются ограничить и заменить озонированием, но на сегодня оно является основным в большинстве стран.

В металлургии хлор применяют для хлорирования руд для получения целого ряда цветных и редких металлов — титана, ниобия, тантала и других — в виде их хлоридов, из которых затем электролизом добывают чистые металлы.

Много хлора потребляет химическая промышленность для получения различных хлорорганических соединений, используемых для борьбы с вредителями и сорняками в сельском хозяйстве, а также для изготовления различных красителей, синтетического каучука, пластмасс и т. п. Самыми известными из них являются:

• Винилхлорид и его полимер поливинилхлорид (ПВХ), который применяется для производства оконных профилей
• Хлороформ
• ДДТ (снято с производства и запрещено к употреблению из-за токсичности)
• Диоксины

Действие на человека

Ядовит. ПДК в воздухе производственных помещений 1 мг/м³, в атмосфере населенных пунктов одноразовая (кратковременная) — 0,1 мг/м³, среднесуточная — 0,003 мг/м³. Защититься от хлора можно с помощью гражданских или промышленных противогазов.

Литература

• Глоссарий терминов по химии // Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им. Л. М. Литвиненко НАН Украины, Донецкий национальный университет — Донецк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
• Горный энциклопедический словарь: в 3 т. / Под ред. В. С. Белецкого. — Донецк: Восточный издательский дом, 2001—2004.
• Ф. А. Деркач «Химия» Л., 1968.