Вход
Регистрация Зарегистрируйтесь, чтобы получить расширенные возможности...

Хлор

Хлор (лат. Сhlorum), Cl (читается «хлор»), химический элемент с атомным номером 17, атомная масса 35,453. В свободном виде — желто-зеленый тяжелый газ с резким удушливым запахом (отсюда название: греч. chloros — желто-зеленый).
Природный хлор представляет смесь двух нуклидов с массовыми числами 35 (в смеси 75,77% по массе) и 37 (24,23%). Конфигурация внешнего электронного слоя 3s2p5. В соединениях проявляет главным образом степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII). Расположен в третьем периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам.
Радиус нейтрального атома хлора 0,099 нм, ионные радиусы равны, соответственно (в скобках указаны значения координационного числа): Cl- 0,167 нм (6), Cl5+ 0,026 нм (3) и Cl7+ 0,022 нм (3) и 0,041 нм (6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома хлора равны, соответственно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 и 114,3 эВ. Сродство к электрону 3,614 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность хлора 3,16.
Редактировать

История открытия

Важнейшее химическое соединение хлора — поваренная соль (химическая формула NaCl, химическое название хлорид натрия) — было известно человеку с древнейших времен. Имеются свидетельства того, что добыча поваренной соли осуществлялась еще 3-4 тысячи лет до нашей эры в Ливии. Возможно, что, используя поваренную соль для различных манипуляций, алхимики сталкивались и с газообразным хлором. Для растворения «царя металлов» — золота — они использовали «царскую водку» — смесь соляной и азотной кислот, при взаимодействии которых выделяется хлор.
Впервые газ хлор получил и подробно описал шведский химик К. Шееле в 1774 году. Он нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом MnO2 и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом. Так как в те времена господствовала теория флогистона, новый газ Шееле рассматривал как «дефлогистонированную соляную кислоту», т. е. как окись (оксид) соляной кислоты. А.Лавуазье рассматривал газ как оксид элемента «мурия» (соляную кислоту называли муриевой, от лат. muria — рассол). Такую же точку зрения сначала разделял английский ученый Г. Дэви, который потратил много времени на то, чтобы разложить «окись мурия» на простые вещества. Это ему не удалось, и к 1811 году Дэви пришел к выводу, что данный газ — это простое вещество, и ему отвечает химический элемент. Дэви первым предложил в соответствие с желто-зеленой окраской газа назвать его chlorine (хлорин). Название «хлор» элементу дал в 1812 французский химик Ж. Л. Гей-Люссак; оно принято во всех странах, кроме Великобритании и США, где сохранилось название, введенное Дэви. Высказывалось мнение о том, что данный элемент следует назвать «галоген» (т. е. рождающий соли), но оно со временем стало общим названием всех элементов группы VIIA.
Редактировать

Нахождение в природе

Содержание хлора в земной коре составляет 0,013% по массе, в заметной концентрации он в виде иона Cl присутствует в морской воде (в среднем около 18,8 г/л). Химически хлор высоко активен и поэтому в свободном виде в природе не встречается. Он входит в состав таких минералов, образующих большие залежи, как поваренная, или каменная, соль (галит) NaCl, карналлит KCl·MgCl2·6H21O, сильвин КСl, сильвинит (Na, K)Cl, каинит КСl·MgSO4·3Н2О, бишофит MgCl2·6H2O и многих других. Хлор можно обнаружить в самых разных породах, в почве.
Редактировать

Получение

Для получения газообразного хлора используют электролиз крепкого водного раствора NaCl (иногда используют KCl). Электролиз проводят с использованием катионообменной мембраны, разделяющей катодное и анодное пространства. При этом за счет процесса
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
получают сразу три ценных химических продукта: на аноде — хлор, на катоде — водород , и в электролизере накапливается щелочь (1,13 тонны NaOH на каждую тонну полученного хлора). Производство хлора электролизом требует больших затрат электроэнергии: на получение1 т хлора расходуется от 2,3 до 3,7 МВт.
Для получения хлора в лаборатории используют реакцию концентрированной соляной кислоты с каким-либо сильным окислителем (перманганатом калия KMnO4, дихроматом калия K2Cr2O7, хлоратом калия KClO3, хлорной известью CaClOCl, оксидом марганца (IV) MnO2). Наиболее удобно использовать для этих целей перманганат калия: в этом случае реакция протекает без нагревания:
2KMnO4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl2+ 5Cl2+ 8H2O.
При необходимости хлор в сжиженном (под давлением) виде транспортируют в железнодорожных цистернах или в стальных баллонах. Баллоны с хлором имеют специальную маркировку, но даже при ее отсутствии хлорный баллон легко отличить от баллонов с другими неядовитыми газами. Дно хлорных баллонов имеет форму полушария, и баллон с жидким хлором невозможно без опоры поставить вертикально.
Редактировать

Физические и химические свойства

При обычных условиях хлор — желто-зеленый газ, плотность газа при 25°C 3,214 г/дм3 (примерно в 2,5 раза больше плотности воздуха). Температура плавления твердого хлора –100,98°C, температура кипения –33,97°C. Стандартный электродный потенциал Сl2/Сl- в водном растворе равен +1,3583 В.
В свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул Сl2. Межъядерное расстояние в этой молекуле 0,1987 нм. Сродство к электрону молекулы Сl2 2,45 эВ, потенциал ионизации 11,48 эВ. Энергия диссоциации молекул Сl2 на атомы сравнительно невелика и составляет 239,23 кДж/моль.
Хлор немного растворим в воде. При температуре 0°C растворимость составляет 1,44 масс.%, при 20°C — 0,711°C масс.%, при 60°C — 0,323 масс. %. Раствор хлора в воде называют хлорной водой. В хлорной воде устанавливается равновесие:
Сl2 + H2O H+ = Сl- + HOСl.
Для того, чтобы сместить это равновесие влево, т. е. понизить растворимость хлора в воде, в воду следует добавить или хлорид натрия NaCl, или какую-либо нелетучую сильную кислоту (например, серную).
Хлор хорошо растворим во многих неполярных жидкостях. Жидкий хлор сам служит растворителем таких веществ, как ВСl3, SiCl4, TiCl4.
Из-за низкой энергии диссоциации молекул Сl2 на атомы и высокого сродства атома хлора к электрону химически хлор высоко активен. Он вступает в непосредственное взаимодействие с большинством металлов (в том числе, например, с золотом) и многими неметаллами. Так, без нагревания хлор реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами, с сурьмой:
2Sb + 3Cl2 = 2SbCl3
При нагревании хлор реагирует с алюминием:
3Сl2 + 2Аl = 2А1Сl3
и железом:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
С водородом H2 хлор реагирует или при поджигании (хлор спокойно горит в атмосфере водорода), или при облучении смеси хлора и водорода ультрафиолетовым светом. При этом возникает газ хлороводород НСl:
Н2 + Сl2 = 2НСl.
Раствор хлороводорода в воде называют соляной (хлороводородной) кислотой. Максимальная массовая концентрация соляной кислоты около 38%. Соли соляной кислоты — хлориды , например, хлорид аммония NH4Cl, хлорид кальция СаСl2, хлорид бария ВаСl2 и другие. Многие хлориды хорошо растворимы в воде. Практически нерастворим в воде и в кислых водных растворах хлорид серебра AgCl. Качественная реакция на присутствие хлорид-ионов в растворе — образование с ионами Ag+ белого осадка AgСl, практически нерастворимого в азотнокислой среде:
СаСl2 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 + 2AgCl.
При комнатной температуре хлор реагирует с серой (образуется так называемая однохлористая сера S2Cl2) и фтором (образуются соединения ClF и СlF3). При нагревании хлор взаимодействует с фосфором (образуются, в зависимости от условий проведения реакции, соединения РСl3 или РСl5), мышьяком, бором и другими неметаллами. Непосредственно хлор не реагирует с кислородом, азотом, углеродом (многочисленные соединения хлора с этими элементами получают косвенными путями) и инертными газами (в последнее время ученые нашли способы активирования подобных реакций и их осуществления «напрямую»). С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения, например, очень сильные окислители — фториды ClF, ClF3, ClF5 . Окислительная способность хлора выше, чем брома, поэтому хлор вытесняет бромид-ион из растворов бромидов, например:
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
Хлор вступает в реакции замещения со многими органическими соединениями, например, с метаном СН4 и бензолом С6Н6:
СН4+ Сl2 = СН3Сl + НСl или С6Н6 + Сl2 = С6Н5Сl + НСl.
Молекула хлора способна присоединятся по кратным связям (двойным и тройным) к органическим соединениям, например, к этилену С2Н4:
С2Н4 + Сl2 = СН2СlСН2Сl.
Хлор вступает во взаимодействие с водными растворами щелочей. Если реакция протекает при комнатной температуре, то образуются хлорид (например, хлорид калия КCl) и гипохлорит (например, гипохлорит калия КClО):
Cl2 + 2КОН = КClО + КСl +Н2О.
При взаимодействии хлора с горячим (температура около 70-80°C) раствором щелочи образуется соответствующий хлорид и хлорат , например:
3Сl2+ 6КОН= 5КСl + КСlО3+ 3Н2О.
При взаимодействии хлора с влажной кашицей из гидроксида кальция Са(ОН)2 образуется хлорная известь («хлорка») СаСlОСl.
Степени окисления хлора +1 отвечает слабая малоустойчивая хлорноватистая кислота НСlО. Ее соли — гипохлориты, например, NaClO — гипохлорит натрия. Гипохлориты — сильнейшие окислители, широко используются как отбеливающие и дезинфицирующие агенты. При взаимодействии гипохлоритов, в частности, хлорной извести, с углекислым газом СО2 образуется среди других продуктов летучая хлорноватистая кислота , которая может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl2О:
2НСlО = Сl2О + Н2О.
Именно запах этого газа Сl2О — характерный запах «хлорки».
Степени окисления хлора +3 отвечает малоустойчивая кислота средней силы НСlО2. Эту кислоту называют хлористой, ее соли — хлориты , например, NaClO2 — хлорит натрия.
Степени окисления хлора +4 соответствует только одно соединение — диоксид хлора СlО2.
Степени окисления хлора +5 отвечает сильная, устойчивая только в водных растворах при концентрации ниже 40%, хлорноватая кислота НСlО3. Ее соли — хлораты, например, хлорат калия КСlО3.
Степени окисления хлора +6 соответствует только одно соединение — триоксид хлора СlО3 (существует в виде димера Сl2О6).
Степени окисления хлора +7 отвечает очень сильная и довольно устойчивая хлорная кислота НСlО4. Ее соли — перхлораты , например, перхлорат аммония NH4ClO4 или перхлорат калия КСlО4. Следует отметить, что перхлораты тяжелых щелочных металлов — калия, и особенно рубидия и цезия мало растворимы в воде. Оксид, соответствующий степени окисления хлора +7 — Сl2О7.
Среди соединений, содержащих хлор в положительных степенях окисления, наиболее сильными окислительными свойствами обладают гипохлориты. Для перхлоратов окислительные свойства нехарактерны.
Редактировать

Применение

Хлор — один из важнейших продуктов химической промышленности. Его мировое производство составляет десятки миллионов тонн в год. Хлор используют для получения дезинфицирующих и отбеливающих средств (гипохлорита натрия, хлорной извести и других), соляной кислоты, хлоридов многих металлов и неметаллов, многих пластмасс (поливинилхлорида и других), хлорсодержащих растворителей (дихлорэтана СН2СlСН2Сl, четыреххлористого углерода ССl4 и др.), для вскрытия руд, разделения и очистки металлов и т.д. Хлор применяют для обеззараживания воды (хлорирования ) и для многих других целей.
Редактировать

Биологическая роль

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. Некоторые растения, так называемые галофиты, не только способны расти на сильно засоленных почвах, но и накапливают в больших количествах хлориды. Известны микроорганизмы (галобактерии и др.) и животные, обитающие в условиях высокой солености среды. Хлор — один из основных элементов водно-солевого обмена животных и человека, определяющих физико-химические процессы в тканях организма. Он участвует в поддержании кислотно-щелочного равновесия в тканях, осморегуляции (хлор — основное осмотически активное вещество крови, лимфы и др. жидкостей тела), находясь, в основном, вне клеток. У растений хлор принимает участие в окислительных реакциях и фотосинтезе.
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.
Редактировать

Особенности работы с хлором

Хлор — ядовитый удушливый газ, при попадании в легкие вызывает ожог легочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л. 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 Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3. ПДК хлора в воздухе рабочих помещений 1 мг/м3, в воздухе населенных пунктов 0,03 мг/м3.
Редактировать

Дополнительная литература

  • Фурман А. А. Неорганические хлориды (Химия и технология). М., 1980.
  • Фурман А. А. Неорганические хлориды. М., 1980.
  • Фрумина Н. С. и др. Хлор. М., 1983.
  • Фрумина Н. С., Лисенко Н. Ф., Чернова М. А. Хлор. М.,1983.
  • Техника безопасности при хранении, транспортировании и применении хлора. - М.: Химия, 1990.
Статья находится в рубриках
Яндекс.Метрика