Надо Знать

добавить знаний



Хлор



План:


Введение

Кварцевая ампула с сжиженным под давлением хлором (Cl 2) в акриловом кубе

Хлор - химический элемент с атомным номером 17, галоген.


1. История

Впервые хлор был получен в 1774 шведским химиком К. Шееле. Описаны его выделения при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своем трактате о пиролюзит :: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O. Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской воды, его способность взаимодействовать с золотом и киноварь "ю, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, согласно господствующей тогда в химии теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированный соляную кислоту, т.е. 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.


2. Происхождение названия

От греческого хлорос ( греч. χλωρός ) - "Зеленый".

3. Распространение в природе

Хлор довольно распространенный элемент. На него приходится 0,04% массы земной коры. В свободном состоянии в природе он не встречается, поскольку в химическом отношении хлор очень активен. Наиболее распространенной природным соединением хлора является хлорид натрия NaCl, огромные количества которого растворенные в воде морей, океанов и некоторых озер. Во многих местах хлорид натрия в виде минерала галит (или каменной соли) образует мощные залежи. Богатые залежи очень чистой каменной соли расположены в районах г. Соль-Илецка на юго Урале и г. Артемовская на Донбассе.

Кроме того, очень распространенными соединениями хлора является хлорид калия KCl и хлорид магния MgCl 2. Хлорид калия и хлорид натрия образуют минерал Сильвинита KCl NaCl, крупные месторождения которого расположены в Украине (города Калуш и Стебник), а хлорид калия и хлорид магния образуют минерал карналлит KCl MgCl 2 6H 2 O, большие залежи которого имеются на Урале (г. Соликамск).


4. Физические свойства

Хлор - тяжелый газ желтовато-зеленого цвета с резким, удушливым запахом. 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 объемы хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой.

Жидкий хлор в кварцевые ампуле.

5. Химические свойства

Хлор относится к главной подгруппы седьмой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Имея в наружном электронном слое семь электронов,, его атомы легко отнимают валентные электроны от атомов других элементов и превращаются в отрицательно одновалентные ионы Cl -. Этим проявляются его резко выраженные окислительные свойства. По своим окислительными свойствами хлор уступает лишь перед фтором и примерно равноценен кислорода. 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 сурьма, он загорается и сгорает, образуя густой белый дым трихлорида сурьмы (сурьмы) SbCl 3:

  • 2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3

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

  • Cu + Cl 2 = CuCl 2

Зажженный на воздухе красный фосфор продолжает энергично гореть в атмосфере хлора

  • 2Р + 3Cl 2 = 2PCl 3

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:

  • Cl 2 + Н 2 = 2HCl

5.1. Реакции с органическими соединениями

5.1.1. Замещение

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

C n H 2n +2 + (n +1) Cl 2 → n C + (2n +2) HCl

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

CH 3-CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HCl

Ароматические соединения реагируют по ионному механизму, в присутствии катализаторов (например AlCl 3, FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Кетоны хлоруються гораздо легче соответствующие алканы

CH 3-CH 2-CO-CH 2-CH 3 + Cl 2-H + → CH 3-CH Cl-CO-CH 2-CH 3 + HCl
CH 3-CH 2-CO-CH 2-CH 3 + 4Cl 2-OH - → CH 3-C Cl 2-CO-C Cl 2-CH 3 + 4HCl

С метилекетонамы реакция идет дальше и происходит расщепление

CH 3-CO-CH 3 - Cl 2 /-OH - → CHCl 3

5.1.2. Присоединение

Хлор присоединяется по двойной связи алкенов

CH 2 = CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2-CH 2-Cl

5.1.3. Окисление

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

CH 3-CH 2-OH-Cl 2 / OH - → [CH 3-CHO] → CHCl 3

6. Получение

В лабораторных условиях хлор обычно получают взаемодиею соляной кислоты HCl с двуокисью марганца MnO 2 (Это также первый промышленный метод получения):

4HCl + MnO 2 → MnCl 2 + Cl 2 ↑ + 2H 2 O


\ Begin {matrix} Mn ^ {4 +} + 2e = Mn ^ {2 +} \ \ \ \ Cl ^ - e = Cl ^ - \ end {matrix} \ Bigg |\ Begin {matrix} \ \ 2 \ \. \ End {matrix} \ Bigg |\ Begin {matrix} 1 \ \ \ \ 2 \ end {matrix}

Также застововують другие окислители:
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 ↑ +8 H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

6.1. Промышленное производство

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

NaCl \; \ overrightarrow {\ leftarrow} Na ^ + + Cl ^ -

Молекулы воды также частично диссоциируют:

H_2O \; \ overrightarrow {\ leftarrow} 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 = Н 2
  • Анод: 2Cl - 2е = Cl 2

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 + Cl 2 → NaCl + NaOCl

Раствор NaClO используют как отбеливатель (в Украине производится под названием "Белизна")


7. Применение

В технике хлор применяется очень широко. Значительные количества его используют для производства

  • соляной кислоты HCl,
  • хлорной извести Ca (OCl) Cl
  • Применение хлора для обеззараживания (хлорирования) питьевой воды в наше время [ Когда? ] пытаются ограничить и заменить озонированием, но сегодня оно является основным в большинстве стран, в т.ч. Украина.
  • В металлургии хлор используют 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.

Многие хлора потребляет химическая промышленность для получения различных хлор-органических соединений, которые используются для борьбы с вредителями и сорняками в сельском хозяйстве, а также для изготовления различных красителей, синтетического каучука, пластмасс и т.д.. Самыми известными из них являются:

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

См.. также

Литература

  • Глоссарий терминов по химии / / Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им .. Л.М.Литвиненка НАН Украины, Донецкий национальный университет - М.: "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. ISBN 966-7804-19-4
  • Ф. А. Деркач "Химия" Л. 1968


код для вставки
Данный текст может содержать ошибки.

скачать

© Надо Знать
написать нам