Соли хлора – . . 8-9 13. (2)

Кислоты хлора | Дистанционные уроки

29-Окт-2012 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

 

Хлор — самый богатый на кислоты элемент!

5 кислот — таким рекордом может похвастаться не каждый!

 

Хлор  — элемент 7-й группы главной подгруппы и к тому же 3-го периода.

 

Что это означает?

 

Это означает много степеней окисления! 🙂

 

• Т.к. элемент находится в 7-й группе, то ему не хватает всего 1 электрона до завершения электронной оболочки — минимальная степень окисления хлора = -1.
• Т.к. хлор находится в 3-ем периоде, то он может распаривать электроны с p-подуровня на d-подуровень  — степени окисления +1, +3, +5 и +7.

 

 

1. HCl — хлороводородная или соляная кислота. 

   Степень окисления хлора= -1.

   Сильная кислота. Едкая жидкость, дымит на воздухе. В воде практически полностью диссоциирует на ионы:HCl = H(+)  + Cl(-) .

 

Ей присущи все свойства кислот:  взаимодействие с металлами до водорода, взаимодействие с основными оксидами, с основаниями, с солями.

 
 
 
При взаимодействии с окислителями окисляется до Cl2: 

2HCl + h3SO4 = SO2 + Cl2↑ + 2h3O

 

2. HClO — хлорноватистая кислота.

Степень окисления хлора = +1.

Бесцветный раствор. Это очень слабая кислота. Неустойчивая. Небольшая степень диссоциации. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O.
Получение:

Сl2 + h3O = HCl + HClO

 

Cl2O + h3O = 2HClO

 
НО: это сильная кислота-окислитель:    2HClO +  h3S = S + Cl2 + h3O
 
Cоли — гипохлориты.
 
3. HClO2 — хлористая кислота.
 
Степень окисления хлора = +3.
 
Бесцветная. Кислота средней силы. Неустойчивая. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O3.
 
Проявляет окислительные свойства. 
 
Соли — хлориты.
 
4. HClO3 — хлорноватая кислота. 

 
Степень окисления хлора = +5
 
В свободном виде она не получена, «живет» только в растворах. Сильное вещество как просто кислота, и как кислота-окислитель. Кислотный оксид — Cl2O5.
 
Сильная кислота — окислитель:      HClO3 + S + h3O= h3SO4 +  HCl
 
Соли — хлораты.
 
5. HClO4 — хлорная кислота.
 
Степень окисления хлора= +7
 
Одна из самых сильных кислот, одна из самых сильных окислителей.
 
Взрывоопасна. Бесцветная, летучая, парит на воздухе.
 
Кислотный оксид — Cl2O7.
 
Соли — перхлораты.
 
Обратите внимание на изменение свойств кислот с изменением степени окисления:
 

• хлор в минимальной степени окисления дает сильную кислоту, но не окислитель;
• с увеличением степени окисления увеличивается сила кислот и окислительные свойства

 

 
 
 

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Кислоты хлора»

(Правила комментирования)

distant-lessons.ru

11. Кислородосодержащие кислоты хлора. Соли этих кислот. Биологическая роль.

Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорноватистая кислота НСlOобразуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода: НСlO = HСl + O

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I): 2 НСlO = 2 Н2О + Сl2O

Cl2О можно считать ангидридом хлорноватистой кислоты. При нагревании хлорноватистая кислота разлагается с образованием двух кислот — соляной и хлорноватой: 3 НСlO = 2 НСl + НСlO3

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О

Соли хлорноватистой кислоты — г и п о х л о р и т ы— очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлористая кислота НСlO2 образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О

Хлорноватая кислота НСlO3 образуется при действии на ее соли —х л о р а т ы— серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О

Соли хлорноватой кислоты — хлораты — образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота, хлораты — довольно сильные окислители:

КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной —кислоты — п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО2, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2

4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н+ + 2 е- = Н2­ (на катоде)

СlО3- — 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде)

Биологическая роль.

он относится к жизненно необходимым незаменимым элементам. В организме человека 100 г.

Ионы хлора играют весьма важную биологическую роль. Входя вместе с ионами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 и белками играют главенствующую роль в создании определенного уровня осмотического давления (осмотический гомеостаз) плазмы крови, лимфы, спиномозговой жидкости и т. д.

Хлор-ион участвует в регуляции водно-солевого обмена и объема жидкости, удерживаемой тканями, подержании рН внутриклеточной жидкости и мембранного потенциала, создаваемого работой натрий-калиевого насоса, что объясняется (как и в случае его участия в осмосе) способностью диффундировать через клеточные мембраны подобно тому, как это делают ионы Na+, К+. Ион хлора — необходимый компонент (совместно с ионами Н2Р04, HSO4, ферментами и др.) желудочного сока, входящий в состав соляной кислоты.

Способствуя пищеварению, соляная кислота уничтожает и разнообразные болезнетворные бактерии.

studfile.net

Хлор и его соединения » HimEge.ru

         Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [₁₀Ne ]3s²Зр⁵, характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl^-1 . Шкала степеней окисления хлора:

+7 – Cl₂O₇ , ClO₄^— ,HClO₄ , KClO₄

+5  —  ClO₃^— , HClO₃ ,KClO₃

+ 1 – Cl₂O , ClO^— , HClO , NaClO , Ca(ClO)

2

0 –  Cl₂

— 1 – Cl^— , HCl, KCl , PCl₅

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1₂ . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl₂ неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Cl₂+H₂ ⇌HCl

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Cl₂⁰+H₂O ⇌HCl^IO+HCl^-I

Cl₂+2NaOH_(хол) = NaClO+NaCl+H₂O

3Cl₂+6NaOH_(гор)=NaClO₃+5NaCl+H₂O

Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О⁰, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl₂ + 2Nа = 2NаСl₂

ЗСl₂ + 2Fе→2FеСl₃  (200 °С)

Сl₂ +Se=SeCl₄

Сl₂ + РЬ→PbCl₂  (300 °С)

5Cl₂+2P→2PCl₅  (90 °С)

2Cl₂+Si→SiCl₄ (340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl₂ + 2КВг_(Р) = 2КСl + Вr₂↑ (кипячение)

б) Сl_2(нед.) + 2КI_(р) = 2КСl + I₂↓

ЗСl _(изб.) + 3Н₂O+ КI = 6НСl + КIO₃(80 °С)

   Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL₂ с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

  Получение хлора в промышленности:

2NаСl _{(расплав)}→ 2Nа + Сl₂ (электролиз)

2NaCl+ 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории:

4НСl _(конц.) + МnO₂ = Сl₂↑ + МnСl₂ + 2Н₂O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НСl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой, а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl^—I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н^I). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl^— — образование белых осадков АgСl и Нg₂Сl₂, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.              Уравнения важнейших реакций:

НСl _(разб.) + NаОН _(разб.) = NaСl + Н₂O

НСl _(разб.) + NН₃ Н₂O = NH₄Сl + Н₂O

4НСl _{(конц., гор.)} + МO₂ = МСl₂ + Сl₂↑ + 2Н₂O (М = Мп, РЬ)

16НСl _{(конц., гор.)} + 2КМnO_4(т) = 2МnСl₂ + 5Сl₂↑+ 8Н₂O + 2КСl

14НСl _(конц.) + К₂Сr₂O_7(т) = 2СrСl₃ + ЗСl₂↑ + 7Н₂O + 2КСl

6НСl _(конц.) + КСlO_3(Т) = КСl + ЗСl₂↑ + 3Н₂O (50-80 °С)

4НСl _(конц.) + Са(СlO)_2(т) = СаСl₂ + 2Сl₂↑ + 2Н₂O

2НСl _(разб.) + М = МСl₂ + H₂↑ (М = Ре, 2п)

2НСl _(разб.) + МСO₃ = МСl₂ + СO₂↑+ Н₂O (М = Са, Ва)

НСl _(разб.) + АgNO₃ = НNO₃ + АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н₂ в Сl₂ (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NаСl_(т) + Н₂SO4 _(конц.) = NаНSO₄ + НСl↑ (50 °С)

2NaСl_(т) + Н₂SO_{4 (конц.)} = Nа₂SO₄ + 2НСl↑(120 °С)

Хлориды

      Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl_(т) + 2Н₂SO_{4 (конц.)} + МnO_2(т) = Сl₂↑ + МnSO₄ + 2Н₂O + Na₂SO₄(100 °С)

10NаСl_(т) + 8Н₂SO_4(конц.) + 2КМnO_4(т)= 5Сl₂↑ + 2МnSO₄ + 8Н₂О + 5Nа₂SO₄ + К₂SO₄(100°С)

6NaСl_(Т) + 7Н₂SO_{4 (конц.)} + К₂Сr₂O_7(т) = 3Сl₂ + Сr₂(SO₄)₃ + 7Н₂O+ ЗNа₂SO₄ + К₂SO₄(100 °С)

2NаСl_(т) + 4Н₂SO_4(конц.) + РЬO_2(т) = Сl₂↑ + Рb(НSO₄)₂ + 2Н₂O + 2NaНSO₄(50 °С)

NaСl_(разб.) + АgNO₃ = NaNО₃ + АgСl↓

NaCl_(ж)→2Na+Cl₂↑  (850°С, электролиз )

2NаСl + 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз )

2NаСl_(р,20%)→ Сl₂↑+ 2Nа(Нg)  “амальгама”(электролиз ,на Hg-катоде)

         Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и   кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl₂. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

       Хлорид кальция СаСl₂. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl₂ 6Н₂О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl_2(Т) + 2Н₂SO_4(конц.) = Са(НSO₄)₂ + 2НСl↑ (50 °С)

СаСl_2(Т) + Н₂SO_{4 (конц.)} = СаSO₄↓+ 2НСl↑ (100 °С)

СаСl₂ + 2NaОН _(конц.) = Са(ОН)₂↓+ 2NaCl↑

ЗСаСl₂ + 2Nа₃РO₄ = Са₃(РO₄)₂↓ + 6NaCl

СаСl₂ + К₂СO₃ = СаСО₃↓ + 2КСl

СаСl₂ + 2NaF = СаF₂↓+ 2NаСl

СаСl_2(ж) → Са + Сl₂ ↑(электролиз ,800°С)

Получение:

СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + СO₃↑ + Н₂O

       Хлорид алюминия АlСl₃. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl₃ (треугольное строение,sр²гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl₂Сl₆ (точнее, Сl₂АlСl₂АlСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр³-гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.

    Качественная реакция на ион Аl³⁺ — образование осадка АlРO₄, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl₃^. 6Н₂O →АlСl(ОН)₂    (100-200°С, —HCl,H₂O)→Аl₂O₃(250-450°С, -HCl,h3O)

АlСl_3(т) + 2Н₂O_(влага) = АlСl(ОН)_2(т) + 2НСl (белый «дым»)

АlCl₃ + ЗNаОН _(разб.) = Аl(OН)_{3 (аморф. )}↓ + ЗNаСl

АlСl₃ + 4NаОН _(конц.) = Nа[Аl(ОН)₄] + ЗNаСl

АlСl₃ + 3(NН₃^.Н₂O)_(конц.) = Аl(ОН)_{3(аморф.)} + ЗNН₄Сl

АlCl₃ + 3(NН₃ • Н₂O)_(конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН₄Сl + Н₂O     (100°С)

2Аl³⁺ + 3Н₂O + ЗСО^2-₃ = 2Аl(ОН)₃↓ + ЗСO₂↑        (80°С)

2Аl³⁺ =6Н₂O+ 3S^2- = 2Аl(ОН)₃↓+ 3Н₂S↑

Аl³⁺ + 2НРО₄^2- — АlРO₄↓ + Н₂РO₄^—

2АlСl₃→2Аl + 3Сl₂↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)

       Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Аl₂O₃ + 3С_(кокс) + 3Сl₂ = 2АlСl₃ + 3СО (900 °С)

    Хлорид железа(II) FеСl₂. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl₂ (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе₂Сl₄. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе₂О₃, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₂ • 4Н₂O = FеСl₂ + 4Н₂O          (220 °С, в атм. N₂)

FеСl_{2 (конц.)} + Н₂O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl_2(т) + Н₂SO_4(конц.) = FеSO₄ + 2НСl↑ (кипячение)

FеСl_2(т) + 4HNO_3(конц.) = Fе(NO₃)₃ + NO₂↑ + 2НСl + Н₂O

FеСl₂ + 2NаОН _(разб.) = Fе(ОН)₂↓+ 2NaСl (в атм. N₂)

FеСl₂ + 2(NН₃^. Н₂O) _(конц.) = Fе(ОН)₂↓ + 2NН₄Cl (80 °С)

FеСl₂ + Н₂ = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl₂ + O_{2(воздух)} → 2Fе(Сl)O + 2FеСl₃(t)

2FеСl_2(р) + Сl_2(изб.) = 2FеСl_3(р)

5Fе²⁺ + 8Н⁺ + МnО^—₄ = 5Fе³⁺ + Мn²⁺ + 4Н₂O

6Fе²⁺ + 14Н⁺ + Сr₂O₇^2- = 6Fе³⁺ + 2Сr³⁺ +7Н₂O

Fе²⁺ + S^2-_(разб.) = FеS↓

2Fе²⁺ + Н₂O + 2СО₃^2-_(разб.) = Fе₂СO₃(OН)₂↓+ СO₂↑

FеСl₂ →Fе↓ + Сl₂↑ (90°С, в разб.    НСl, электролиз)

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl = FеСl₂+ Н₂↑

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

       Хлорид железа(III) FеСl₃. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl₃ (треугольное строение, sр²-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе₂Сl₆ (точнее, Сl₂FеСl₂FеСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр³-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl^. 6Н₂O имеет строение [Fе(Н₂O)₄Сl₂]Сl • 2Н₂O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₃ • 6Н₂O=[Fе(Н₂O)₄Сl₂]Сl + 2Н₂O  (37 °С)

2(FеСl₈ • 6Н₂O)=Fе₂O₃ + 6НСl + 9Н₂O (выше 250 °С)

FеСl_3(10%) + 4Н₂O = Сl^— + [Fе(Н₂O)₄Сl₂]⁺_(желт.)

2FеСl3 _(конц.) + 4Н₂O =[Fе(Н₂O)₄Сl₂]⁺ _(желт.) + [FеСl₄] ^—_(бц.)

FеСl_{3 (разб., конц.)} + 2Н₂O →FеСl(ОН)₂↓ + 2НСl (100 °С)

FеСl₃ + 3NaОН _(разб.) = FеО(ОН)↓ + Н₂O + 3NаСl (50 °С)

FеСl₃ + 3(NН₃ • Н₂O) _{(конц,, гор.)} =FeO(OH)↓+H₂O+3NH₄Cl

4FеСl₃ + 3O_{2(воздух)} =2Fе₂O₃ + 3Сl₂(350—500 °С)

2FеСl_3(р) + Сu→ 2FеСl₂ + СuСl₂

          Хлорид аммония NН₄Сl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

       Качественная реакция на ион NН₄⁺— выделение NН₃ при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

NH₄Cl_(т)⇌NH_3(г)+HCl_(г)  (выше337,8 °С)

NН₄Сl + NаОН _{(насыщ.)} = NаСl + NН₃↑+ Н₂O (100 °С)

2NН₄Сl_(Т) + Са(ОН)_2(т) = 2NН₃ + СаСl₂ + 2Н₂O     (200°С)

2NН₄Сl _(конц.) +Mg= Н₂ ↑ + МgСl₂ + 2NН₃↑            (80°С)

2NН₄Сl _{(конц., гор.)} + Мg(ОН)₂ = MgСl₂ + 2NН₃↑ + 2Н₂O

NH⁺_{(насыщ.)} + NO^—_{2 (насыщ.)} =N₂↑ + 2Н₂O        (100°С)

NН₄Сl + КNO₃ = N₂O + 2Н₂O + КСl (230-300 °С)

Получение: взаимодействие NH₃ с НСl в газовой фазе или NН₃ Н₂О с НСl в растворе.

     Гипохлорит кальция Са(СlО)₂. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl₂ и Са(ОН)₂. Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO)₂ = СаСl₂ + O₂(180 °С)

Са(СlO)_2(т) + 4НСl _(конц.) = СаСl + 2Сl₂↑ + 2Н₂O (80 °С)

Са(СlO)₂ + Н₂O + СO₂ = СаСО₃↓ + 2НСlO  (на холоду)

Са(СlO)₂ + 2Н₂O_2(разб.) = СаСl₂ + 2Н₂O + 2O₂↑

Получение:

2Са(ОН)_{2 (суспензия)} + 2Сl_2(г) = Са(СlO)₂ + СаСl₂ + 2Н₂O

      Хлорат калия КСlO₃. Соль хлорноватой кислоты НСlO₃, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO₃ = ЗКСlO₄ + КСl (400 °С)

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂(150-300 °С, кат. МпO₂)

КСlO_3(Т) + 6НСl _(конц.) = КСl + 3Сl₂↑ + ЗН₂O (50-80 °С)

3КСlO_3(Т) + 2Н₂SO_{4(конц., гор.)} = 2СlO₂ + КСlO₄ + Н₂O + 2КНSO₄

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO_2(Г) = Сl₂ + 2O₂)

2КСlO₃ + Е_2(изб.) = 2КЕO₃ + Сl₂↑ (в разб. НNO₃, Е = Вr, I)

KClO₃ +H₂O→H₂ +KClO₄ (Электролиз)

     Получение КСlO₃в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO₃ выделяется на аноде):

КСl + 3Н₂O →Н₂↑+ КСlO₃(40—60 °С,Электролиз)

     Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

КI).

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

2КВr_(т) + 2Н₂SO_{4(КОНЦ., гор,)} + МnO_2(т) =Вr₂↑ + МnSO₄ + 2Н₂O + К₂SO₄

5Вr^— + 6Н⁺ + ВrО₃^— = 3Вr² + 3Н₂O

Вr^— + Аg⁺ =АgВr↓

2КВr_(р) +Сl_2(Г)=2КСl + Вг_2(р)

КВr + 3Н₂O→3Н₂↑ + КВrО₃(60-80           °С, электролиз)

 

Получение:

К₂СO₃ + 2НВr = 2КВr + СO₂↑+ Н₂O

      Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I₂ за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I^— + 16Н⁺ + 2МnO₄^— = 5I₂↓ + 2Мn²⁺ + 8Н₂O

6I^— + 14Н⁺ + Сr₂O₇^2- =3I₂ ↓ + 2Сr³⁺ + 7Н₂O

2I^— + 2Н⁺ + Н₂O_{2 (3%)} = I₂↓+ 2Н₂O

2I^— + 4Н⁺ + 2NO₂^— = I₂↓ + 2NO↑ + 2Н₂O

5I^— + 6Н⁺ + IO₃^— = 3I₂ + 3Н₂O

I^— + Аg⁺ = АgI (желт.)↓

2КI_(р) + Сl_{2(р) (нед.)} =2КСl + I₂↓

КI + 3Н₂O + 3Сl_{2(р) (изб.)} = КIO₃ + 6НСl       (80°С)

КI_(Р) + I_2(т)=K[I(I)₂])_{(Р) (кор.)}     («йодная вода»)

КI + 3Н₂O→ 3Н₂↑ + КIO₃   (электролиз,50—60  °С)

Получение:

К₂СO₃ + 2НI = 2 КI + СO₂ ↑+ Н₂O

 

himege.ru

хлор — это… Что такое хлор?

ХЛОР -а; м. [от греч. chlōros — бледно-зелёный] Химический элемент (Cl), удушливый газ зеленовато-жёлтого цвета с резким запахом (используется как отравляющее и обеззараживающее средство). Соединения хлора. Отравление хлором.

◁ Хло́рный (см.).

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 (см. НУКЛИД) 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 (см. ГАЛОГЕНЫ).
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 Clr⁷⁺ 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.
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 (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) в 1774 году. Он нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом (см. ПИРОЛЮЗИТ) MnO₂ и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом. Так как в те времена господствовала теория флогистона (см. ФЛОГИСТОН), новый газ Шееле рассматривал как «дефлогистонированную соляную кислоту», т. е. как окись (оксид) соляной кислоты. А.Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) рассматривал газ как оксид элемента «мурия» (соляную кислоту называли муриевой, от лат. muria — рассол). Такую же точку зрения сначала разделял английский ученый Г. Дэви (см. ДЭВИ Гемфри), 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 (см. ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луи); 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.
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 (см. ГАЛИТ)) NaCl, карналлит (см. КАРНАЛЛИТ) KCl·MgCl₂·6H₂₁O, сильвин (см. СИЛЬВИН) КСl, сильвинит (Na, K)Cl, каинит (см. КАИНИТ) КСl·MgSO₄·3Н₂О, бишофит (см. БИШОФИТ) MgCl₂·6H₂O и многих других. Хлор можно обнаружить в самых разных породах, в почве.
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 (см. 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.
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 (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) и щелочноземельными металлами (см. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ), 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 (см. СОЛЯНАЯ КИСЛОТА) (хлороводородной) кислотой. Максимальная массовая концентрация соляной кислоты около 38%. Соли соляной кислоты — хлориды (см. 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 (см. ГИПОХЛОРИТЫ) (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 (см. ХЛОРАТЫ) , например:
3Сl₂+ 6КОН= 5КСl + КСlО₃+ 3Н₂О.
При взаимодействии хлора с влажной кашицей из гидроксида кальция Са(ОН)₂ образуется хлорная известь (см. ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ) («хлорка») СаСlОСl.
Степени окисления хлора +1 отвечает слабая малоустойчивая хлорноватистая кислота (см. 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 (см. 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 (см. ХЛОРИТЫ (соли)) , 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 (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ 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 (см. ХЛОРНАЯ КИСЛОТА) НСlО₄. Ее соли — перхлораты (см. 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.
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 (см. ПОЛИВИНИЛХЛОРИД) 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 (см. ХЛОРИРОВАНИЕ) ) и для многих других целей.
Биологическая роль
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) 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 (см. ОСМОРЕГУЛЯЦИЯ) (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.
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 (см. ОТРАВЛЯЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА) , 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.

dic.academic.ru

Кислоты, содержащие хлор | Дистанционные уроки

11-Янв-2015 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

 

Кислоты-окислители  и их соли.

 

В ЕГЭ по этой теме не очень много спрашивают. Названия кислот и солей надо знать. И некоторые реакции. Я постарался написать в этой статье как можно больше каноничных ЕГЭ-шных реакций. Но на экзамене может попасться и то, чего здесь нет. Поэтому важно для ЕГЭ развить «химическую интуицию», чтобы предсказывать продукты реакций. Если посмотреть на ОВР очень внимательно, то можно вывести основные закономерности. То есть не все сводится к зубрежке, главное понять принцип. А чтобы у себя в голове вывести принцип, нужно прорешать много реакций. Ну и читать наши статьи.

 

Автор Статьи — Саид Лутфуллин

 

Вы, наверное, уже знаете, что у хлора очень много кислот. Все кислородсодержащие кислоты хлора и их соли – сильные окислители, и все они нестабильны.

 

Сила кислот возрастает со степенью окисления:

 

Степень окисления хлора	Формула кислоты	Название кислоты	Сила кислоты	Название соли
+1	HClO	Хлоноватистая	Слабая	Гипохлорит
+3	HClO2	Хлористая	Средней силы	Хлорит
+5	HClO3	Хлорноватая	Сильная	Хлорат
+7	HClO4	Хлорная	Очень сильная	Перхлорат

 

Хлорноватистая кислота образуется при пропускании хлора через воду.

 

При этом происходит диспропорционирование: хлор и окисляется (до +1) и восстанавливается (до +1), образуются хлороводородная (соляная) и хлорноватистая кислоты:

 

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

Если хлор пропускать не через воду, а через водный раствор щелочи, то образуются соли этих кислот: хлорид и гипохлорит:

Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

А если хлор пропускать через ГОРЯЧИЙ раствор щелочи, то вместо гипохлорита, будет образовываться хлорат:

3Cl₂ + 6KOH (t˚)→ 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

 

Если полученный раствор остудить, то выпадут в осадок белые кристаллы хлората калия KClO₃.

 

Запомните тривиальное название этой соли: бертолетова соль, а так же этот исторический способ ее получения. Именно этим способом был впервые получен хлорат калия французским ученым Клодом Луи Бертолле (отсюда и название соли).

 

Бертолетова соль – очень сильный окислитель.

 

При нагревании бертолетова соль разлагается, опять таки с диспропорционированием хлора. Он восстанавливается (до -1) и окисляется (до +7, дальше ему некуда):

 

4KClO₃ (t˚)→ KCl + 3KClO₄

Полученный перхлорат калия тоже не очень стабильный, и тоже разлагается:

KClO₄ (t˚)→ KCl + 2O₂↑

 

Хлорноватистая кислота окисляет галогеноводороды (иодоводороды и бромоводороды) до свободных галогенов:

 

2HI + HClO → I₂↓ + HCl + H₂O

2HBr + HClO → Br₂ + HCl + H₂O

Кислоты-окислители хлора окисляют серу в сернистом газе до высшей степени окисления +6 (образуется серная кислота), при этом, в зависимости от условий, хлор восстанавливается до простого вещества (0) или до хлороводорода (-1):

HClO₃ + 3SO₂ + 3H₂O → 3H₂SO₄ + HCl

 

И имейте в виду, что некоторые из этих свойств так же могут подойти и для аналогичных кислот брома.

 

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Кислоты, содержащие хлор»

(Правила комментирования)

distant-lessons.ru

XuMuK.ru — § 2. Хлор

По распространенности в природе хлор близок к фтору–на его долю приходится 0,02% от общего числа атомов земной коры. Человеческий организм содержит 0,25% хлора по весу.

Первичная форма нахождения хлора в природе отвечает его чрезвычайному распылению: небольшие количества этого элемента входят в состав самых различных минеральных пород земной коры. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них растворимые составные части, соединения хлора скоплялись в морях. Усыхание последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NaCl, который и служит основным исходным сырьем для получения хлора.

Общее мировое потребление хлора (без СССР) составляет около 10 млн. т ежегодно. Используется он главным образом для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м³) и в химической промышленности.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl (рис. 96). При этом на аноде выделяется хлор (2Сl’ – 2e– = Сl₂ ), а в катодном пространстве выделяется водород (2Н^· + 2e^– = H₂ ) и образует NaOH.

При лабораторном получении хлора обычно пользуются действием МnО₂ или КМnО₄ на соляную кислоту:

МnО₂ + 4НСl = МnСl₂ + Cl₂ + 2Н₂ О

2КМnО₄ + 16НСl = 2КСl + 2МnСl₂ + 5Сl₂ + 8Н₂ О

Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (тре­бующей подогревания).

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ (т. пл. -101 °С, т. кип. -34°С), состоящий из двухатомных мо­лекул. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся раствор часто называют «хлорной водой».

Хлор обладает резким запахом и вызывает воспаление дыхательных путей, В качестве средства первой помощи при острых отравле­ниях им применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание паров нашатырного спирта.

По своей характерной химической функции хлор подобен фтору — он также является ак­тивным одновалентным металлои­дом. Однако активность его меньше, чем у фтора. Поэтому последний способен вытеснять хлор из соединений.

Тем не менее химическая активность хло­ра очень велика — он непосредственно соеди­няется почти со всеми обычными металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме углерода, азота и кислорода. Важно отметить, что при отсутствии влаги хлор практически не действует на железо.

1) Взаимодействие хлора с фтором происходит лишь при нагревании их смеси выше 200 °С. В этих условиях образуется бесцветный ClF (т. пл. -154 °C,т. кип. -101 °С), а нагреванием его с избытком фтора может быть получен бес­цветный ClF₃ . Оба вещества характеризуются своей исключительно высокой реакционной способностью.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции Н₂ + Cl₂ = 2HCl + 44 ккал

при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси газов или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) реакция сопровождается взрывом.

Детальное изучение этой реакции позволило выяснить характер протекания ее отдельных стадий (так называемых элементарных процессов). Прежде всего, за счет энергии ультрафиолетовых лучей (или нагревания) молекула хлора диссоциирует на атомы, которые затем реагируют с молекулами водорода, образуя НСl и атом водорода. Последний, в свою очередь, реагирует с молекулой хлора, образуя НСl и атом хлора, и т. д. Весь процесс может быть изображен следующей схемой:

Таким образом получается как бы цепь последовательных реакций, причем за счет каждой первоначально возбужденной молекулы Сl₂ образуется до миллиона молекул НСl. Реакции подобного типа называются цепными. Они играют большую роль при протекании многих химических процессов.

В настоящее время прямой синтез является основным промышленным методом получения НСl. Исходным сырьем служат хлор и водород, одновременно выделяющиеся при электролизе раствора NaCl. Спокойное протекание процесса обеспечивают смешиванием обоих газов лишь в момент взаимодействия.

2) Для технического синтеза НСl служит установка, схематически показанная на рис. 97. После первоначального поджигания смесь хлора с водородом продолжает гореть спокойным пламенем, образуя хлористый водород. Последний проходит затем через две поглотительные башни, в которых и поглощается водой. Используемый в системе принцип противотока, т. е. противоположных направлений движения газа и жидкости, обеспечивает полноту поглощения НСl и позволяет проводить весь процесс непрерывно.

Другой метод технического получения НСl основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H₂ SO₄ по реакциям:

NaCl + H₂ SO₄ = NaHSO₄ + HCl

NaCl + NaHSO₄ = Na₂ SO₄ + HCl

Первая из них отчасти протекает уже при обычных условиях и практически нацело – при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. Для проведения процесса служат механические печи большой производительности.

Хлористый водород представляет собой бесцветный газ (т. пл. –112°С, т. кип. –84 °С). В отсутствие влаги при обычных температурах он не действует на большинство металлов и их окислов. Газообразный кислород окисляет его только при нагревании.

На воздухе хлористый водород дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Растворимость его весьма велика: при обычных условиях 1 объем воды способен поглотить до 450 объемов хлористого водорода.

Раствор НСl в воде называется хлористоводородной (иначе – соляной) кислотой. Последняя относится к числу наиболее сильных кислот. Концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,19 и содержит около 37% хлористого водорода.

Подобно другим сильным кислотам, НСl энергично растворяет многие металлы. Большинство ее солей – хлористых, или хлоридов, – хорошо растворимо в воде. Из производных обычных металлов труднорастворимы лишь хлориды серебра и свинца.

Ежегодное мировое потребление соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое практическое применение находят также многие ее соли.

Так как с кислородом хлор не взаимодействует, его кислородные соединения могут быть получены лишь косвенными методами. При рассмотрении путей их образования целесообразно исходить из обратимой реакции между хлором и водой

Сl₂ + Н₂ О = НСl + НОСl

При обычных условиях в насыщенном растворе гидролизовано около половины всего растворенного хлора.

Из образующихся при гидролизе хлора двух кислот – соляной и хлорноватистой (НОСl) –первая является очень сильной, а вторая – очень слабой (К = 3 ·10^–8). Это резкое различие в силе обеих кислот можно использовать для их разделения.

Если в воде взболтать порошок мела (СаСОз) и затем пропускать в нее хлор, то соляная кислота реагирует с мелом (по уравнению СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + СО₂ + Н₂ О), а хлорноватистая накапливается в растворе. Подвергая реакционную смесь перегонке, получают в приемнике разбавленный раствор НОСl.

Будучи соединением неустойчивым, НОСl медленно разлагается даже в таком разбавленном растворе. Соли хлорноватистой кислоты называются хлорноватистокислыми, или гипохлоритами. Сама НОСl и ее соли являются очень сильными окислителями.

Метод получения гипохлоритов основан на использовании приводившейся выше обратимой реакции взаимодействия хлора с водой. Так как оба вещества правой части равенства НСl и НОСl – дают в растворе ионы Н⁺, а оба исходных продукта – Сl₂ и Н₂ О – таких ионов практически не образуют, равновесие можно сместить вправо, связывая ионы Н⁺.

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси щелочи. Так как по мере образования ионы Н будут связываться ионами ОН’ в недиссоциированные молекулы воды, равновесие сместится вправо. Применяя, например, NaOH имеем:

Сl₂ + Н₂ О <–––> НОСl + НСl

HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H₂ O

или в общем:

Сl₂ + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н₂ О

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, следовательно, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот. Образующийся раствор («жавелевая вода») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки тканей и бумаги.

При взаимодействии хлора с более дешевой щелочью – Са(ОН)₂ – образуется так называемая хлорная известь. Реакция может быть приближенно выражена уравнением

согласно которому хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная (иначе, белильная) известь представляет собой белый порошок, обладающий сильными окислительными свойствами. Она применяется для беления и дезинфекции, а также служит одним из основных дегазаторов, т. е. средств для уничтожения боевых отравляющих веществ.

3) На воздухе хлорная известь постепенно разлагается, в основном, по уравнению: 2СаСl(ОСl) + СО₂ = СаС₂ + СаСОз + Сl₂ О. При действии на нее соляной кислоты выделяется хлор: Ca(Cl)OCl + 2HCl = CaCl₂ + H₂ O + Cl₂ . Хорошим продажным сортам хлорной извести приближенно соответствует состав ЗСа(Сl)ОСl ×Са(ОН)₂ × xH₂ O и содержание «активного» (т. е. выделяемого под действием соляной кислоты) хлора около 35% по весу.

Свободная хлорноватистая кислота испытывает в растворе три различных типа превращений, которые осуществляются независимо друг от друга и поэтому называются параллельными реакциями:

1) НОСl = НСl + О

2) 2НОСl = Н₂ О + Сl₂ О

3) 3HOCl = 2НСl + НСlО₃

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому–нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение хлорноватистой кислоты идет по первому из них. Так же протекает оно в присутствии веществ, способных легко присоединять кислород, и некоторых катализаторов (например» солей кобальта).

При распаде по второму типу получается окись хлора (Сl₂ О). Эта реакция идет в присутствии водоотнимающих веществ (например, СаСl₂ ). Окись хлора представляет собой взрывчатый буровато–желтый газ (т. пл. –121 °С, т. кип. +2°С) с запахом, похожим на запах хлора. При действии Сl₂ О на воду образуется НОСl, т. е. окись хлора является ангидридом хлорноватистой кислоты.

Распад НОСl по третьему типу особенно легко идет при нагревании. Поэтому действие хлора на горячий раствор щелочи выражается суммарным уравнением:

ЗСl₂ + 6КОН = KClO₃ + 5КСl + 3Н₂О

Продуктами реакции являются КСl и калийная соль хлорноватой кислоты (НСlOз). Так как соль эта труднорастворима в холодной воде, при охлаждении раствора она осаждается.

Свободная НСlOз известна только в растворе. Она является сильной кислотой (диссоциированной приблизительно так же, как НСl и HNO₃ ) и энергичным окислителем. Соответствующий ей ангидрид неизвестен.

В противоположность свободной НСlOз для ее солей (хлор–новатокислых, или хлоратов) окислительные свойства в растворах не характерны. Большинство хлоратов бесцветно (как и сама НСlO₃ ) и хорошо растворимо в воде. Все ели сильно ядовиты.

4) При нагревании до 60 °С увлажненной смеси КСlО₃ и щавелевой кислоты (Н₂ С₂ О₄ ) по реакции

2КСlO₃ + Н₂ С₂ O₄ = K₂ CO₃ + CO₂ + H₂ O + 2ClO₂

образуется зеленовато–желтая двуокись хлора (г. пл. – 59 °С, т. кип. + 10 °С). Свободная ClO₂ малоустойчива и способна разлагаться со взрывом. В воде она хорошо растворима.

5) Взаимодействие СlО₂ с раствором щелочи сопровождается образованием солей двух кислот – хлорноватой и хлористой: 2СlO₂ + 2КOН = КСlOз + КСlO₂ + Н₂ О. Отдельно от хлорноватой можно получить хлористую кислоту по следующим реакциям: BaO₂ +2ClO₂ = Ba(ClO₂ )₂ +O₂ и Ba(ClO₂ )₂ + H₂ SO₄ = BaSO₄ 2НСlO₂ .

Малоустойчивая хлористая кислота (К = 5·10^–3) известна только в разбавленных растворах, при хранении которых быстро разлагается. Соли ее (хлориты), как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, они характеризуются наличием сильно выраженных окислительных свойств только в кислой среде. Содержащие NaClO₂ препараты находят применение в текстильной промышленности (для беления тканей).

При нагревании КСlOз около 400 °С начинает разлагаться, причем распад может идти по двум направлениям:

4КСlО₃ = 4КСl + 6О₂

или

4КСlО₃ = ЗКСlО₄ + КСl

Реакция протекает преимущественно по первому типу при наличии катализатора (МnО₂ и т. п.), по второму – в его отсутствие. Образующийся при распаде по второму типу хлорнокислый калий (или перхлорат калия) очень мало растворим в воде и поэтому легко отделяется от хлористого калия.

В технике КСlО₄ получают обычно электролизом раствора КСlO₃ [по схеме: Н₂ О + КСlО₃ = Н₂ (катод)+КСlО₄ (анод)]. Его термический распад по уравнению КСlО₄ = КСl + 2О₂ начинается лишь выше 600 °С.

Действием на перхлорат калия концентрированной серной кислоты может быть получена свободная хлорная кислота (НСlO₄ ), представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость. Так как НСlO₄ летуча и под уменьшенным давлением перегоняется без разложения, ее легко выделить из реакционной смеси:

КСlО₄ + H₂ SO₄ = KHSO₄ + НСlO₄

Безводная НСlО₄ (т. пл. –112°С, т. кип. +39°С при 56 мм. рт. ст.) малоустойчива и иногда взрывается даже просто при хранении. В продажу обычно поступает вполне устойчивая 72%–ная килота. Как окислитель НСlO₄ гораздо менее активна, чем НСlО₃ , и в разбавленных растворах практически не обнаруживает окислительных свойств. Напротив, кислотные свойства выражены у нее исключительно резко: она является самой сильной из всех известных кислот.

Соли HClO₄ , как правило, легкорастворимы в воде. Подобно самой кислоте, большинство перхлоратов бесцветно.

При слабом нагревании под уменьшенным давлением смеси безводной хлорной кислоты с фосфорным ангидридом (Р₂ О₅ ) перегоняется бесцветная маслянистая жидкость, которая представляет собой хлорный ангидрид, образующийся по реакции:

2НСlО₄ + Р₂ О₅ = 2НРО₃ + Сl₂ О₇

Строение молекулы хлорного ангидрида (т. пл. –91 °С, т. кип. +82°С) отвечает формуле О₃ Сl–О–СlО₃ . От сильного нагревания (и удара) Сl₂ О₇взрывается. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота.

Хотя выше уже приводились названия кислородных кислот хлора и их солей, однако полезно сопоставить эти названия, включив в рассмотрение также малоустойчивую кислоту НСlO₂ .

Структурные формулы всех четырех кислот приводятся ниже:

Как видно из этих формул, валентность хлора в рассматриваемых кислотах меняется по ряду: +1, +3, +5, +7.

Если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам – кислотности и окислительной активности, – то получается следующая схема:

Кислотность изменяется, следовательно, противоположно окислительной активности. Последняя, в общем, тем больше, чем кислота менее устойчива. Действительно, хлорноватистая и хлористая кислоты более или менее устойчивы только в разбавленных растворах,

концентрацию хлорноватой можно довести уже до 40%, тогда как хлорная известна в безводном состоянии. Первые три кислоты в растворах постепенно разлагаются, а хлорная может сохраняться сколь угодно долго. Соответствующие соли обычно значительно устойчивее свободных кислот, но относительная их устойчивость примерно такова же, как и последних.

Еще по теме:

www.xumuk.ru

Хлор — Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия — статья

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.

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.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.

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.

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.

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.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.

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.

• 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.

megabook.ru