Властивості хлору

ХЛОР (Chlorum; від грец. – Жовто-зелений), С – хім. елемент VII групи періодичної системи елементів; ат. н. 17, ат. м. 35,453. Жовто-зелений газ з різким запахом. У з’єднаннях проявляє ступені окислення – 1, + 1, +3, + 5 і + 7. Найбільш стійки з’єднання X. з крайніми ступенями окислення: – 1 і + 7. Природний X. складається з ізотопів 35Сl (75,53%) і 37Сl (24,47%). Відомо сьомій радіоактивних ізотопів з масовими числами 32-40 і два ізомери; найбільш дол-гожівущій – ізотоп 36Сl з періодом напіврозпаду 3,08 x 10 5 років (бета-розпад, електронний захват). X. відкрив в 1774 швед, хімік К. Шеєле, виділив в 1810 англ. хімік Г. Деві.
Зміст X. в земній корі 4,5 х 10-2%. Зустрічається гл. обр. в морській воді (до 2% хлоридів), у вигляді покладів кам’яної солі NaCl, сильвіна, карналлита, бішофіту MgCl2х6H20 і каїніту KMg [Cl / SO4] • ЗН20. Основні фіз. константи елементарного X. tпл -101,6 ° С; tкип – 34,6 ° С; щільність рідкого X. (при т-рі кипіння) 1,56 г / см3; теплота плавлення 1,62 ккал / мол’; теплота випаровування (при т-рі кипіння) 4,42 ккал / мол’. X. безпосередньо з’єднується з більшістю неметалів (крім вуглецю)
Залежність напруги виникнення та поширення крихкого руйнування від т-ри, що характеризує хладостойкость конструкційних сталей по критичним т-рам: 1 – межа текучості; 2 – виникнення руйнування; з – поширення руйнування; t> t1 – область вузьких руйнувань; t2 <t <t1, – область квазікрихкого руйнувань; t <t2-область тендітних руйнувань. да, азоту і кисню) і з переважною більшістю металів.
Іноді X. взаємодіє з металами при наявності слідів вологи. Сухий X. не взаємодіє з залізом, що дозволяє зберігати його в сталевих балонах. Вище т-ри 540 ° С по відношенню до X. не стійкий жоден метал (при цій т-рі починають корродировать найбільш стійкі по відношенню до газоподібного X. високонікелістие сплави типу інконель). Розчинний у воді (2 обсягу на 1 об’єм води при т-рі 25 ° С), частково гідролізуючись з утворенням розчину хлорнуватистої і соляної к-т. З сполук X. з неметалами найважливіше – хлористий водень НСl, що утворюється при безпосередній взаємодії (на світлі) X. з воднем або під дією сильних мінер, кислот (напр., Н2SО4) на з’єднання металів з хлором (напр., NaCl), а також є побічним продуктом при отриманні мн. хлорорга нических з’єднань. Хлористий водень – безбарвний газ, в сухому стані не взаємодіє з більшістю металів і їх оксидів. Дуже добре розчиняється у воді (426 обсягів НС1 в 1 об’ємі води при т-рі 25 ° С), утворюючи соляну к-ту.
Соляна к-та, будучи вельми сильною, взаємодіє з усіма електронегативними металами (що стоять у ЕлектроХіт. Ряді напруг вище водню). У наведених розчинах хлористого водню (напр., В ацетонітрилі) можуть корродировать та деякі електропозитивні метали (напр., Мідь). З киснем X. безпосередньо не взаємодіє. Непрямим шляхом можуть бути отримані оксиди Сl20, СlO2, Сl206 і Сl207, до-рим відповідають кислоти НСlO – хлорнуватиста (солі – гіпохлорити), НСlO2 – хлориста (солі – хлорити), НСlO3 – хлорноватої (солі – хлорати) і НСlO4 – хлорне ( солі – перхлорати). Хлорнуватиста і хлориста к-ти нестійкі і існують лише в розбавлених водних розчинах. Усі кисневі сполуки X.- сильні окислювачі.
Окислювальна здатність к-т і їх солей зменшується, а сила зростає від хлорноватистої к-ти до хлорного. Найбільш часто застосовують як окислювачі пшохлоріт кальцію Са (ОСl) 2, бертолетову сіль КСlO3 і хлорне вапно Са2ОСl2- подвійну сіль соляної та хлорноватистої к-т. X. з’єднується з іншими галогенами, утворюючи межгалоідние з’єднання: ClF, ClF3, BrCl, IСl і IС3. За хім. св-вам з’єднання елементів з хлором (хлориди) поділяють на солеобразующей-ні, хлорангидріди і несолеобразние нейтральні хлориди. До соле-подібним хлоридам відносяться сполуки з X. металів I, II і ІІІа підгруп періодичної системи елементів, а також з’єднання з X. металів інших груп в нижчих ступенях окислення. Більшість солеобразние хлоридів плавиться при високих т-рах та добре розчинні у воді за невеликим винятком (напр., AgCl).
Солеобразние хлориди в розплавленому стані порівняно добре проводять струм (їх провідність при т-рі 800 ° С становить LiCl – 2,17; NaCl – 3,57; КСl – 2,20 ом-1 • cь-1). До хлорангідрі-дам відносяться хлориди неметалів (напр., Бору, кремнію, фосфору) і хлориди металів IIIв підгрупи і IV-VIII груп періодичної системи у вищих ступенях окислення. Хлорангидріди при взаємодії з водою утворюють відповідну к-ту і виділяють хлористий водень. Несолеобразним нейтральним хлоридом є, напр., Четиреххло-Рісто вуглець ССl4. Осн. пром. метод отримання X.- електроліз розчинів NaCl або НСl (аноди графітові або титанові). X. дуже токсичний, гранично допустимий вміст вільного X. в повітрі 0,001 мг / л. X.- найбільш практично важливий з галогенів, знаходить застосування для відбілювання тканин і паперу, знезараження питної води, для отримання соляної к-ти, в органічному синтезі, при отриманні та очищенні багатьох металів методами хлорного металургії. Застосовуються також гіпохлорити – як відбілюючі і дезинфікуючі речовини, хлорити – в піротехніці і сірниковій произове, перхлорати – як компонент твердих ракетних палив.
Хлор газ жовто – зеленого кольору. Отруйний, має різкий, задушливий, неприємний запах. Хлор важчий за повітря, порівняно добре розчиняється у воді (на 1 об’єм води 2 обсягу хлору), утворюючи хлорне воду; Cl2aqi при температурі – 34 ° C перетворюється на рідину, а при -101 гр твердне. Щільність 1,568 г / см³
Cl – як речовина застосовувався під час першої світової війни як бойова отруйна речовина, тому, що важче повітря і добре утримується над поверхнею землі. Гранично допустима концентрація вільного хлору в повітрі 0,001 мг / л.
Хронічне отруєння хлором викликає зміну кольору обличчя, легеневі та бронхіальні захворювання. При отруєнні хлором як протиотрути потрібно застосовувати суміш парів спирту з ефіром або водяної пари з домішкою нашатирного спирту.
У невеликих кількостях хлор може виліковувати захворювання верхніх дихальних шляхів, так як згубно діє на бактерії. Завдяки дезінфікуючій дії хлор застосовується для знезараження водневої води.
Галогени як солей є життєво важливими елементами. Хлор у вигляді кухонної солі постійно застосовуються в їжу, а також входить до складу зеленого речовини рослин – хлорофілу.
Взаємодія хлору з воднем відбувається з вибухом тільки на світлі:
Cl2 + H2 = 2HCl
Якщо підпалити струмінь водню в атмосфері хлору, то він буде згоряти спокійно безбарвним полум’ям.
Багато металів в хлорі горять, наприклад сурма самозаймається, інші метали реагують з хлором при нагріванні:
2Na + Cl2 = 2NaCl
На цьому засновано підвищення відсотка вмісту благородних металів в низько пробних сплавах, для цього заздалегідь подрібнений матеріал нагрівають у присутності вільно проходить хлору.
Якщо метали можуть мати різну ступінь окислення, то при реакції з хлором вони виявляють високу:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Cu + Cl2 = CuCl2
Залізо в реакції з хлором виявляє ступінь окислення, рівну +3 – Fe⁺, а мідь рівну + 2 – Cu⁺.
У всіх наведених випадках хлор поводиться як окислювач.
Взаємодія хлору зі складними речовинами.
При взаємодії хлору зі складними речовинами він поводиться як окислювач, наприклад при взаємодії з водою. На початку галоген розчиняється у воді з утворенням відповідно хлорної води (Claq), а потім поступово між водою і хлором починається реакція:
Cl2 + H2O = 2HCl + [O]
Однак ця реакція не відразу протікає до утворення кінцевих продуктів. На першій стадії процесу утворюються дві кислоти – соляна HCl і хлорнуватиста (дана суміш кислот розчиняють золото)
Cl2 + H2O = HCl + HClO
Потім відбувається розкладання хлорнуватистої кислоти:
HClO = HCl + [O]
Освіта атомарногокисню пояснюється значною мірою окисляє дію хлору. Органічні барвники поміщені в хлорне воду, знебарвлюються. Перевірка на лакмус не набуває характерної для нього в кислоті забарвлення, а повністю втрачає її .Це пояснюється наявністю атомарного кисню, який чинить на лакмус окисляє дію.
Галогени реагують і з органічними речовинами.
Якщо внести в атмосферу хлору папірець, змочену скипидаром (органічна речовина, складаються з водню й вуглецю), то можна помітити виділення великої кількості сажі і запах хлористого водню, іноді реакція протікає із запалюванням. Це пояснюється тим, що хлор витісняє вуглець із з’єднань з воднем і утворює хлористий водень, а вуглець виділяється у вигляді сажі у вільному стані. Саме тому галогени не використовують гумові вироби.
При взаємодії хлору у вільному стані на сіль іншого галогену з меншим ступенем окислення (бром, йод) призводить до виділення галогену, це пояснюється тим, що хлор як більш активний галоген окисляє бром. Цю реакцію застосовують для одержання брому з його солей:
MgBr2 + Cl2 = MgCl + Br2
Отримання хлору
У промисловості отримують шляхом електролізу розчинів або розплавів кухонної солі. У лабораторних умовах отримують шляхом різних окисно – відновних реакцій, наприклад окисленням соляної кислоти двоокисом марганцю.
Для отримання хлору можна використовувати і перманганат калію:
KMnO4 + HCl → Cl2 + ….
Також можна використовувати й інші окислювачі:
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + ….

Посилання на основну публікацію