ХЛОР

13.12.2018 0 Автор: admin1

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.

ХЛОР

История открытия

Впервые
хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии
пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO2= Cl2+ MnCl2+ 2H2

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 греческогоclwroz- «зелёный».

ХЛОР

Химия — Хлор — Химические свойства

Хлор История открытия хлора Распространение в природе Изотопный состав Способы получения Хранение хлора Применение Биологическая роль Особенности работы и меры предосторожности

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s 2s 2p 3s 3p, 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:

ВалентностьВозможные
степени окисления
Электронное состояние
валентного уровня
Пример соединений
I+1, −13s 3pNaCl, NaClO
III+33s 3p 3dNaClO2
V+53s 3p 3dKClO3
VII+73s 3p 3dKClO4

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.

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами:

2Na + Cl2 → 2NaCl
2Sb + 3Cl2 → 2SbCl3
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами, образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует 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.:

Cl2 + H2 → 2HCl
5Cl2 + 2P → 2PCl5
2S + Cl2 → S2Cl2

С 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 → 2ClF3

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl
Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2 + CO → COCl2

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую и соляную кислоты, либо их соли:

Cl2 + H2O → HCl + HClO
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2 + Ca2 → CaCl + H2O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

Хлор очень сильный окислитель.

Cl2 + H2S → 2HCl + S

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H5Cl + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов:

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

Хассий

Хром >>>

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 называетсясоляной
(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:

PCl5+ 4H2O
= H3PO4+
5HCl

Оксид хлора(I) Cl2O., 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*H2O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители.
Широко используется для отбеливания и дезинфекциихлорная известь, смешанная соль
Ca(Cl)OClХлористая кислота HClO2, 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 NaClO2.Оксид хлора(IV) ClO2, — зеленовато-желтый газ с неприятным
(резким) запахом, …Хлорноватая кислота, HClO3— в свободном виде нестабильна:
диспропорционирует на ClO2и
HClO4. 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) — KClO3,
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 HClO4, 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 HСlO4мало
устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли —перхлораты,
применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Нахождение в природе, получение

Природный
хлор представляет собой смесь двух изотопов35Cl
и37Cl. 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 MgCl2·6H2O,
карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О.
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 + 2H2О => H2+
Cl2+ 2NaOH 

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при
промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона
(каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):

4HCl + O2= 2H2O
+ 2Cl2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении
хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV),
перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO4+ 16HCl = 5Cl2+ 2MnCl2+ 2KCl +8H2O
K2Cr2O7+
14HCl = 3Cl2+ 2CrCl3+ 2KCl + 7H2O

Страницы

  • Главная страница
  • ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
  • 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
  • 2.1 Вещества. Атомы
  • 2.2 Размеры атомов
  • 2.3 Молекулы. Химические формулы
  • 2.4 Простые и сложные вещества
  • 2.5 Валентность элементов
  • 2.6 Моль. Молярная масса
  • 2.7 Закон Авогадро
  • 2.8 Закон сохранения массы веществ
  • 2.9 Вывод химических формул
  • 3.1 Строение атома. Химическая связь
  • 3.2 Строение атома
  • 3.4 Строение электронной оболочки атома
  • 3.5 Периодическая система химических элементов
  • 3.6 Зависимость свойств элементов
  • 3.7 Химическая связь и строение вещества
  • 3.8 Гибридизация орбиталей
  • 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
  • 3.10 Степени окисления элементов
  • 4.1 Классификация химических реакций
  • 4.2 Тепловые эффекты реакций
  • 4.3 Скорость химических реакций
  • 4.4 Необратимые и обратимые реакции
  • 4.5 Общая классификация химических реакций
  • НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
  • 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
  • 5.2 Количественная характеристика состава растворов
  • 5.3 Электролитическая диссоциация
  • 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
  • 5.5 Диссоциация воды
  • 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
  • 5.7 Гидролиз солей
  • 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
  • 6.2 Кислоты, их свойства и получение
  • 6.3 Амфотерные гидроксиды
  • 6.4 Соли, их свойства и получение
  • 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
  • 6.6 Понятие о двойных солях
  • 7.1 Металлы и их соединения
  • 7.2 Электролиз
  • 7.3 Общая характеристика металлов
  • 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
  • 7.5 Алюминий
  • 7.6 Железо
  • 7.7 Хром
  • 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
  • 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
  • 8.2 Водород, его получение
  • 8.3 Галогены. Хлор
  • 8.4 Халькогены. Кислород
  • 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
  • 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
  • 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
  • 8.8 Фосфор и его соединения
  • 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
  • 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
  • ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
  • 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
  • 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
  • 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
  • 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
  • 9.4 Понятие о циклоалканах
  • 9.5 Непредельные углеводороды
  • 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
  • 9.7 Алкины
  • 9.8 Ароматические углеводороды
  • 9.9 Природные источники углеводородов
  • 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
  • 10.2 Фенолы
  • 10.3 Альдегиды
  • 10.4 Карбоновые кислоты
  • 10.5 Сложные эфиры. Жиры
  • 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
  • 10.7 Углеводы
  • 11.1 Амины. Аминокислоты
  • 11.2 Белки
  • 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
  • 11.4 Нуклеиновые кислоты
  • 12.1 Высокомолекулярные соединения
  • 12.2 Синтетические волокна

Список источников

  • himiy88.blogspot.com
  • 4108.ru