Хлор (от греч. χλωρ?ς — «зелёный») — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum ). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор ).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2).

История открытия хлора

Впервые газообразный безводный хлороводород собрал Дж. Присли в 1772г. (над жидкой ртутью). Впервые хлор был получен в 1774 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

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.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каинита KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л ). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,017 %, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Физические и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Некоторые физические свойства хлора

Свойство	Значение
Цвет (газ)	Жёлто-зелёный
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−100 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400 °C
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Сродство к электрону атома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления	6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения	20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х	243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х	1150 (кДж/моль)
Энергия ионизациии	1255 (кДж/моль)
Энергия сродства к электрону	349 (кДж/моль)
Атомный радиус	0,073 (нм)
Электроотрицательность по Полингу	3,20
Электроотрицательность по Оллреду-Рохову	2,83
Устойчивые степени окисления	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å .

Растворимость

Степень диссоциации молекулы хлора Cl 2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07×10 −4 %, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10 22 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , 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:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO 2 и Cl 2 O 6 . Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3

Другие свойства

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

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl 2 + CO → COCl 2

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Способы получения

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твёрдым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизёра непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твёрдым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизёра служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

• В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
• Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
• Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.
• Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
• Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.
• 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.
• Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения черезмембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. Вжелудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na + /K + — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO 3 − (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. 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.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредствомлистопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). 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 растворомсульфита натрия Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 .

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Хлор (от греч. χλωρός - «зелёный») -химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева, атомный номер 17, атомная масса 35,453. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов . Простое вещество хлор при нормальных условиях - ядовитый газ желтовато-зелёного цвета тяжелее воздуха, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2).

Соединение с водородом - газообразный хлороводород - было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Xлор же был получен впервые в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом МnO 2 . Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако попытки выделения хлора оставались безуспешными вплоть до работ английского химика Гемфри Дэви, которому в 1810 году электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего и назвавшего его chlorine (от греческого chloros - жёлто-зе­лёный). В 1813 Ж.Л. Гей-Люссак пред­ложил для этого элемента название хлор.

Подобно фтору , основная масса хлора поступила на земную поверхность из горячих недр Земли. Даже в настоящее время с вулканическими газами ежегодно выделяются миллионы тонн и НСl, и НF. Еще гораздо более значительным было такое выделение в минувшие эпохи.
Первичная форма нахождения хлора на земной поверхности отвечает его чрезвычайному распылению. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них все растворимые составные части, соединения хлора скапливались в морях. Усыхания последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NаСl, который и служит исходным сырьем для получения соединений хлора.
Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7×10 -2 % по массе, в кислых изверженных поро­дах - гранитах 2,4×10 -2 , в основ­ных и ультраосновных 5×10 -3 . Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция. В виде иона Cl- он содержится в Мировом океане (1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах.
Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl, известный как поваренная соль. Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl×МgCl 2 ×6Н 2 О, каинит КCl×МgSO 4 ×ЗН 2 О, бишофит МgCl 2 ×6Н 2 О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры. В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl.

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Xлор имеет t кип - 34,05 °С, t плав - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Те­плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле­нии 0,48 кдж/(кг×К) . Xлор хорошо растворяется в ТiСl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо­лекула хлора двухатомна (Cl 2). Степень термической диссоциации Cl 2 +243 кдж → 2Cl при 1000 К равна 2,07×10 -4 %, при 2500 К - 0.909%.
Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs2 3р5. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.
Химически хлор очень активен, непосред­ственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присут­ствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота , кислорода , инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные ме­таллы в присутствии следов влаги взаи­модействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с су­хим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмо­сфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изго­товления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в ат­мосфере хлора, образуя РСl3, а при даль­нейшем хлорировании - РСl 5 ; сера с хлором при нагревании дает S 2 Сl 2 , SСl 2 и другие S n Cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с обра­зованием хлористого водорода (это цеп­ная реакция). Максимальная температура водородно-хлор­ного пламени 2200 °С. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3% H 2 , взрывоопасны.
С кислородом хлор образует окислы: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хло­риты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора мало­стойки и могут самопроизвольно взры­ваться, гипохлориты при хранении мед­ленно разлагаются, хлораты и перхло­раты могут взрываться под влиянием инициаторов.
Xлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Сl 2 + Н 2 О → НСlО + НСl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NаОН + Сl 2 = NаСlO + NаСl + Н 2 О, а при нагревании - хлораты. Хлориро­ванием сухой гидроокиси кальция полу­чают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании органических соединений хлор либо замещает водород: R-Н + Сl 2 = RСl + НСl, либо присоединяется по кратным связям:
>С=С< + Сl 2 → СlС-ССl
образуя различные хлорсодержащие органические сое­динения.
Xлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF 3 , СlF 5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны со­единения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО 3 F, СlО 2 F 3 , СlOF, СlОF 3 и перхлорат фтора FСlO 4 .

Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 веков хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 - 95% хлора в мире. Не­большие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хло ридов. В 1975 году мировое производство хлора составляло около 23 млн. тонн.
Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрую­щей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет­ся водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде обра­зуется амальгама натрия, при её разло­жении чистой водой в отдельном аппа­рате получаются раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство. Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для органи­зации производства хлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво­ляет получать очень чистый NаОН, но потери ртути приводят к загрязнению окружающей среды . В 1970 по методу с ртутным като­дом производилось 62,2% мировой вы­работки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяю­щий получать чистый NаОН без использо­вания ртути.
Для получения хлора в небольших количествах в лабораториях обычно используются реакции, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями, обычно используется диоксид марганца или перманганат калия:
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодер жащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору­дованных судах.
Основным потребителями хлора являются органическая технология (получение хлорсодержащих органических соединений) и целлюлозно-бумажная промышленность (отбелка). Значительно меньше потребляется хлор в производстве неорганических соединений, санитарные нужды, хлорирование воды и других областях. Xлор применяется также для хлорирова­ния некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других. Интересно недавно предложенное использование хлора для обработки металлов: под его действием с достаточно нагретой (инфракрасным излучением) поверхности все шероховатости удаляются в форме летучих хлоридов. Такой метод химической шлифовки особенно применим к изделиям сложного профиля. Было показано также, что струя хлора легко прорезает достаточно нагретые листы из жаростойких сплавов.
Хлор использовался как химическое вещество в военном деле , а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприта и фосгена.

Xлор - один из биогенных элементов, постоянный ком­понент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) - от тысячных долей про­цента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность в этом химическом элементе организма человека покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обыч­но в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор - основное осмо­тически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-со­левом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-ще­лочного равновесия в тканях осуществля­ется наряду с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положи­тельно влияет на поглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образо­вания кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Отравления хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтичой промышленности. Xлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первич­ным воспалительным изменениям обыч­но присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций хлора отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащён­ное дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т. п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление насту­пает через 3 - 7 суток. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верх­них дыхательных путей, рецидивирующий броихит, пневмосклероз; возможна активизация туберкулёза лёг­ких. При длительном вдыхании небольших концентраций хлора наблюдаются аналогич­ные, но медленно развивающиеся фор­мы заболевания. Профилактика отравле­ний: герметизация производств, оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противо­газа. Предельно допустимая концентра­ция хлора в воздухе производств, помеще­ний 1 мг/м3. Производство хлора, хлорной изве­сти и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными усло­виями труда.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлор – химический элемент VII группы 3 периода Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Неметалл.

Относится к элементам – p -семейства. Галоген. Порядковый номер – 17. Строение внешнего электронного уровня – 3s 2 3 p 5 . Относительная атомная масса – 35,5 а.е.м. Молекула хлора двухатомна – Cl 2 .

Химические свойства хлора

Хлор реагирует с простыми веществами металлами:

Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (t);

Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 ;

Cl 2 + 2Na = 2NaCl.

Хлор взаимодействует с простыми веществами неметаллами. Так, при взаимодействии с фосфором и серой образуются соответствующие хлориды, с фтором – фториды, с водородом – хлороводород, с кислородом – оксиды и т.д.:

5Cl 2 + 2P = 2HCl 5 ;

Cl 2 + 2S = SCl 2 ;

Cl 2 + H 2 = 2HCl;

Cl 2 + F 2 = 2ClF.

Хлор способен вытеснять бром и йод из их соединений с водородом и металлами:

Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl;

Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl.

Хлор способен растворяться в воде и щелочах, при этом происходят реакции диспропорционирования хлора, а состав продуктов реакции зависит от условий её проведения:

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O;

3 Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Хлор взаимодействует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием вещества с тривиальным названием – фосген, с аммиаком с образованием трихлорида аммония:

Cl 2 + CO = COCl 2 ;

3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3NH 4 Cl.

В реакциях хлор проявляет свойства окислителя:

Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S.

Хлор вступает в реакции взаимодействия с органическими веществами класса алканов, алкенов и аренов:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (условие – УФ-излучение);

CH 2 = CH 2 + Cl 2 = CH 2 (Cl)-CH 2 -Cl;

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 -Cl + HCl (kat = FeCl 3 , AlCl 3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (условие – УФ-излучение).

Физические свойства хлора

Хлор – газ желто-зеленого цвета. Термически устойчив. При насыщении охлажденной воды хлором образуется твердый кларат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется тетрахлориде углерода, жидких SiCl 4 и TiCl 4 . Плохо растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия. Не реагирует с кислородом. Сильный окислитель. Температура кипения — -34,1С, плавления — -101,03С.

Получение хлора

Ранее хлор получали по методу Шееле (реакция взаимодействия оксида марганца (VI) c соляной кислотой) или по методу Дикона (реакция взаимодействия хлороводорода с кислородом):

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;

4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2 .

В наше время для получения хлора используют следующие реакции:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O;

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (условие – электролиз).

Применение хлора

Хлор нашел широкое применение в различных областях промышленности, так его используют в производстве полимерных материалов (поливинилхлорид), отбеливателей, хлорорганических инсектицидов (гексахлоран), боевых отравляющих веществ (фосген), для обеззараживания воды, в пищевой промышленности, в металлургии и т.д.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Какой объем, масса и количество вещества хлора выделится (н.у.) при взаимодействии 17,4 г оксида марганца (IV) с соляной кислотой, взятой в избытке?
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с соляной кислотой: 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Молярные массы оксида марганца (IV) и хлора, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 87 и 71 г/моль, соответственно. Рассчитаем количество вещества оксида марганца (IV): n(MnO 2) = m(MnO 2) / M(MnO 2); n(MnO 2) = 17,4 / 87 = 0,2 моль. Согласно уравнению реакции n(MnO 2): n(Cl 2) = 1:1, следовательно, n(Cl 2) = n(MnO 2) = 0,2 моль. Тогда масса и объем хлора будут равны: m(Cl 2) = 0,2 × 71 = 14,2 г; V(Cl 2) = n(Cl 2)×V m = 0,2×22,4 = 4,48 л.
Ответ	Количество вещества хлора – 0,2 моль, масса – 14,2 г, объем – 4,48 л.

15.1. Общая характеристика галогенов и халькогенов

Галогены ("рождающие соли") – элементы VIIA группы. К ним относятся фтор, хлор, бром и йод. В эту же группу входит и неустойчивый, а потому не встречающийся в природе астат. Иногда к этой группе относят и водород.
Халькогены ("рождающие медь") – элементы VIA группы. К ним относятся кислород, сера, селен, теллур и практически не встречающийся в природе полоний.
Из восьми существующих в природе атомов элементов этих двух групп наиболее распространены атомы кислорода (w = 49,5 %), за ним по распространенности следуют атомы хлора (w = 0,19 %), далее – серы (w = 0,048 %), затем – фтора (w = 0,028 %). Атомов остальных элементов в сотни и тысячи раз меньше. Кислород вы уже изучали в восьмом классе (гл. 10), из остальных элементов наиболее важными являются хлор и сера – с ними вы и познакомитесь в этой главе.
Орбитальные радиусы атомов галогенов и халькогенов невелики и лишь у четвертых атомов каждой группы приближаются к одному ангстрему. Это приводит к тому, что все эти элементы, представляют собой элементы, образующие неметаллы и только теллур и йод проявляют некоторые признаки амфотерности.
Общая валентная электронная формула галогенов – ns 2 np 5 , а халькогенов – ns 2 np 4 . Маленькие размеры атомов не позволяют им отдавать электроны, напротив, атомы этих элементов склонны их принимать, образуя однозарядные (у галогенов) и двухзарядные (у халькогенов) анионы. Соединяясь с небольшими атомами, атомы этих элементов образуют ковалентные связи. Семь валентных электронов дают возможность атомам галогенов (кроме фтора) образовывать до семи ковалентных связей, а шесть валентных электронов атомов халькогенов – до шести ковалентных связей.
В соединениях фтора – самого электроотрицательного элемента – возможна только одна степень окисления, а именно –I. У кислорода, как вы знаете, максимальная степень окисления +II. У атомов остальных элементов высшая степень окисления равна номеру группы.

Простые вещества элементов VIIA группы однотипны по строению. Они состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор – газы, бром – жидкость, а йод – твердое вещество. По химическим свойствам эти вещества сильные окислители. Из-за роста размеров атомов с увеличением порядкового номера их окислительная активность снижается.
Из простых веществ элементов VIA группы при обычных условиях газообразны только кислород и озон, состоящие из двухатомных и трехатомных молекул, соответственно; остальные – твердые вещества. Сера состоит из восьмиатомных циклических молекул S 8 , селен и теллур из полимерных молекул Se n и Te n . По своей окислительной активности халькогены уступают галогенам: сильным окислителем из них является только кислород, остальные же проявляют окислительные свойства в значительно меньшей степени.

Состав водородных соединений галогенов (НЭ) полностью отвечает общему правилу, а халькогены, кроме обычных водородных соединений состава H 2 Э, могут образовывать и более сложные водородные соединения состава Н 2 Э n цепочечного строения. В водных растворах и галогеноводороды, и остальные халькогеноводороды проявляют кислотные свойства. Их молекулы – частицы-кислоты. Из них сильными кислотами являются только HCl, HBr и HI.
Для галогенов образование оксидов нехарактерно, большинство из них неустойчиво, однако высшие оксиды состава Э 2 О 7 известны для всех галогенов (кроме фтора, кислородные соединения которого не являются оксидами). Все оксиды галогенов – молекулярные вещества, по химическим свойствам – кислотные оксиды.
В соответствии со своими валентными возможностями халькогены образуют два ряда оксидов: ЭО 2 и ЭО 3 . Все эти оксиды кислотные.

Гидроксиды галогенов и халькогенов представляют собой оксокислоты.

Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов VIA и VIIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

Хлор самый распространенный, а потому и важнейший из галогенов.
В земной коре хлор встречается в составе минералов: галита (каменной соли) NaCl, сильвина KCl, карналлита KCl·MgCl 2 ·6H 2 O и многих других. Основной промышленный способ получения – электролиз хлоридов натрия или калия.

Простое вещество хлор – газ зеленоватого цвета с едким удушающим запахом. При –101 °С конденсируется в желто-зеленую жидкость. Хлор весьма ядовит, во время первой мировой войны его даже пытались использовать в качестве боевого отравляющего вещества.
Хлор – один из самых сильных окислителей. Он реагирует с большинством простых веществ (исключение: благородные газы, кислород, азот, графит, алмаз и некоторые другие). В результате образуются галогениды:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (при нагревании или на свету);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (при сжигании в избытке хлора);
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (при комнатной температуре);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (при комнатной температуре);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (при нагревании).
Кроме того хлор может окислять и многие сложные вещества, например:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (в растворе);
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (в растворе);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (в концентрированном растворе);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (в газовой фазе);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (в газовой фазе).
В воде хлор частично растворяется (физически), а частично обратимо реагирует с ней (см. § 11.4 в). С холодным раствором гидроксида калия (и любой другой щелочи) аналогичная реакция протекает необратимо:

Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.

В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl 2 и Ca(ClO) 2 , называемая хлорной известью.

С горячими концентрированными растворами щелочей реакция протекает иначе:

3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.

В случае реакции с KOH так получают хлорат калия, называемый бертолетовой солью.
Хлороводород – единственное водородное соединение хлора. Этот бесцветный газ с удушающим запахом хорошо растворим в воде (нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и хлорид-ионы (см. § 11.4). Его раствор в воде называют соляной или хлороводородной кислотой. Это один из важнейших продуктов химической технологии, так как расходуется соляная кислота во многих отраслях промышленности. Огромное значение она имеет и для человека, в частности потому, что содержится в желудочном соке, способствуя перевариванию пищи.
Хлороводород раньше получали в промышленности, сжигая хлор в водороде. В настоящее время потребность в соляной кислоте почти полностью удовлетворяется за счет использования хлороводорода, образующегося в качестве побочного продукта при хлорировании различных органических веществ, например, метана:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 + HCl

И лаборатории хлороводород получают из хлорида натрия, обрабатывая его концентрированной серной кислотой:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (при комнатной температуре);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (при нагревании).
Высший оксид хлора Cl 2 O 7 – бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное вещество, кислотный оксид. В результате реакции с водой образует хлорную кислоту HClO 4 , единственную оксокислоту хлора, существующую как индивидуальное вещество; остальные оксокислоты хлора известны только в водных растворах. Сведения об этих кислотах хлора приведены в таблице 35.

Таблица 35.Кислоты хлора и их соли

С/O хлора	Формула кислоты	Название кислоты	Сила кислоты	Название солей
		хлороводородная
		хлорноватистая		гипохлориты
		хлористая
		хлорноватая
				перхлораты

Большинство хлоридов растворимо в воде. Исключение составляют AgCl, PbCl 2 , TlCl и Hg 2 Cl 2 . Образование бесцветного осадка хлорида серебра при добавлении к исследуемому раствору раствора нитрата серебра – качественная реакция на хлорид-ион:

Ag + Cl = AgCl

Из хлоридов натрия или калия в лаборатории можно получить хлор:

2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2

В качестве окислителя при получении хлора по этому способу можно использовать не только диоксид марганца, но и KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 .
Гипохлориты натрия и калия входят в состав различных бытовых и промышленных отбеливателей. Хлорная известь также используется как отбеливатель, кроме того ее используют как дезинфицирующее средство.
Хлорат калия используют в производстве спичек, взрывчатых веществ и пиротехнических составов. При нагревании он разлагается:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (в присутствии MnO 2).
Перхлорат калия тоже разлагается, но при более высокой температуре: KClO 4 = KCl + 2O 2 .

1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения.
2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) хлора, б) хлороводорода (и соляной кислоты), в) хлорида калия и г) хлорида бария.
Химические свойства соединений хлора

В различны условиях устойчивы различные аллотропные модификации элемента сера. При обычных условиях простое вещество сера представляет собой желтое хрупкое кристаллическое вещество, состоящее из восьмиатомных молекул:

Это так называемая ромбическая сера (или -сера) S 8 .(Название происходит от кристаллографического термина, характеризующего симметрию кристаллов этого вещества). При нагревании она плавится (113 °С), превращаясь в подвижную желтую жидкость, состоящую из таких же молекул. При дальнейшем нагревании происходит разрыв циклов и образование очень длинных полимерных молекул – расплав темнеет и становится очень вязким. Это так называемая -сера S n . Кипит сера (445 °С) в виде двухатомных молекул S 2 , аналогичных по строению молекулам кислорода. Строение этих молекул также, как и молекул кислорода, не может быть описано в рамках модели ковалентной связи. Кроме того существуют и другие аллотропные модификации серы.
В природе встречаются месторождения самородной серы, из которых ее и добывают. Большая часть добываемой серы используется для производства серной кислоты. Часть серы используют в сельском хозяйстве для защиты растений. Очищенная сера применяется в медицине для лечения кожных заболеваний.
Из водородных соединений серы наибольшее значение имеет сероводород (моносульфан) H 2 S. Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц. В воде он малорастворим. Растворение физичекое. В незначительной степени в водном растворе происходит протолиз молекул сероводорода и в еще меньшей степени – образующихся при этом гидросульфид-ионов (см. приложение 13). Тем не менее, раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой (или сероводородной водой).

На воздухе сероводород сгорает:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (при избытке кислорода).

Качественной реакцией на присутствие сероводорода в воздухе служит образование черного сульфида свинца (почернение фильтровальной бумажки, смоченной раствором нитрата свинца:

H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O = PbS + 2H 3O

Реакция протекает в этом направлении из-за очень малой растворимости сульфида свинца.

Кроме сероводорода, сера образует и другие сульфаны H 2 S n , например, дисульфан H 2 S 2 , аналогичный по строению пероксиду водорода. Это тоже очень слабая кислота; ее солью является пирит FeS 2 .

В соответствии с валентными возможностями своих атомов сера образует два оксида : SO 2 и SO 3 . Диоксид серы (тривиальное название – сернистый газ) – бесцветный газ с резким запахом, вызывающим кашель. Триоксид серы (старое название – серный ангидрид) – твердое крайне гигроскопичное немолекулярное вещество, при нагревании переходящее в молекулярное. Оба оксида кислотные. При реакции с водой образуют соответственно сернистую и серную кислоты .
В разбавленных растворах серная кислота – типичная сильная кислота со всеми характерными для них свойствами.
Чистая серная кислота, а также ее концентрированные растворы – очень сильные окислители, причем атомами-окислителями здесь являются не атомы водорода, а атомы серы, переходящие из степени окисления +VI в степень окисления +IV. В результате при ОВР с концентрированной серной кислотой обычно образуется диоксид серы, например:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H 2 SO 4 = 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.

Таким образом, с концентрированной серной кислотой реагируют даже металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Вместе с тем с концентрированной серной кислотой не реагируют некоторые довольно активные металлы (Fe, Cr, Al и др.), это связано с тем, что на поверхности таких металлов под действием серной кислоты образуется плотная защитная пленка, препятствующая дальнейшему окислению. Это явление называется пассивацией .
Будучи двухосновной кислотой, серная кислота образует два ряда солей : средние и кислые. Кислые соли выделены только для щелочных элементов и аммония, существование других кислых солей вызывает сомнение.
Большинство средних сульфатов растворимо в воде и, так как сульфат-ион практически не является анионным основанием, не подвергаются гидролизу по аниону.
Современные промышленные методы производства серной кислоты основаны на получении диоксида серы (1-й этап), окислении его в триоксид (2-й этап) и взаимодействии триоксида серы с водой (3-й) этап.

Диоксид серы получают сжигая в кислороде серу или различные сульфиды:

S + O 2 = SO 2 ;
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Процесс обжига сульфидных руд в цветной металлургии всегда сопровождается образованием диоксида серы, который и идет на производство серной кислоты.
В обычных условиях окислить кислородом диоксид серы невозможно. Окисление проводят при нагревании в присутствии катализатора – оксида ванадия(V) или платины. Несмотря на то, что реакция

2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q

обратима, выход достигает 99 %.
Если пропускать образующуюся газовую смесь триоксида серы с воздухом через чистую воду, большая часть триоксида серы не поглощается. Чтобы предотвратить потери, газовую смесь пропускают через серную кислоту или ее концентрированные растворы. При этом образуется дисерная кислота:

SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7 .

Раствор дисерной кислоты в серной называют олеумом и часто представляют как раствор триоксида серы в серной кислоте.
Разбавляя олеум водой, можно получить как чистую серную кислоту, так и ее растворы.

1.Cоставьте структурные формулы
а) диоксида серы, б) триоксида серы,
в) серной кислоты, г) дисерной кислоты.

Cl 2 при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

16НСl + 2КМпО 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8Н 2 O

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

14HCl + К 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Химические свойства

Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Аu = 2AuCl 3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O 2 , N 2 , С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Cl 2 + Н 2 =2НС1

Cl 2 + 2S (расплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в избытке Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) из их соединений

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl 2 + 2КОН =KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

3Cl 2 + 2Са(ОН) 2 = CaCl 2 + Са(ClO) 2 + 2Н 2 O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO 3 и Са(ClO) 2 - гипохлориты; КClO 3 - хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl 2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H 2 SO 4 на хлориды:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабом нагревании)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl - сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н 2 O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

HCl → H + + Cl -

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ЗН 2 O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2 О

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ЗН 2 O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СO 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции с сильными окислителями F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

Химические свойства

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H 2 O