Какие свойства проявляет хлор в реакциях с простыми веществами

Õëîð – ýëåìåíò VII ïîäãðóïïû Ïåðèîäè÷åñêîé òàáëèöû Ä.È.Ìåíäåëååâà. Íà âíåøíåì óðîâíå – 7 ýëåêòðîíîâ, ïîýòîìó ïðè âçàèìîäåéñòâèè ñ âîññòàíîâèòåëÿìè, õëîð ïîêàçûâàåò ñâîè îêèñëèòåëüíûå ñâîéñòâà, ïðèòÿãèâàÿ ê ñåáå ýëåêòðîí ìåòàëëà.

Ôèçè÷åñêèå ñâîéñòâà õëîðà.

Õëîð ïðåäñòàâëÿåò ñîáîé æåëòûé ãàç. Èìååò ðåçêèé çàïàõ.

Õèìè÷åñêèå ñâîéñòâà õëîðà.

Ñâîáîäíûé õëîð î÷åíü àêòèâåí. Îí ðåàãèðóåò ñî âñåìè ïðîñòûìè âåùåñòâàìè, êðîìå êèñëîðîäà, àçîòà è áëàãîðîäíûõ ãàçîâ:

Si + 2Cl2 = SiCl4 + Q.

Ïðè âçàèìîäåéñòâèè ñ âîäîðîäîì ïðè êîìíàòíîé òåìïåðàòóðå ðåàêöèè ïðàêòè÷åñêè íåò, íî êàê òîëüêî îñâåùåíèå âûñòóïàåò â êà÷åñòâå âíåøíåãî âîçäåéñòâèÿ, âîçíèêàåò öåïíàÿ ðåàêöèÿ, êîòîðàÿ íàøëà ñâîå ïðèìåíåíèå â îðãàíè÷åñêîé õèìèè.

Ïðè íàãðåâå õëîð ñïîñîáåí âûòåñíèòü éîä èëè áðîì èç èõ êèñëîò:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2.

Ñ âîäîé õëîð ðåàãèðóåò, ÷àñòè÷íî ðàñòâîðÿÿñü â íåé. Ýòó ñìåñü íàçûâàþò õëîðíîé âîäîé.

Ðåàãèðóåò ñ ùåëî÷àìè:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (õîëîä),

Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3 H2O (íàãðåâ).

Ïîëó÷åíèå õëîðà.

1. Ýëåêòðîëèç ðàñïëàâà õëîðèäà íàòðèÿ, êîòîðûé ïðîòåêàåò ïî ñëåäóþùåé ñõåìå:

2. Ëàáîðàòîðíûé ñïîñîá ïîëó÷åíèÿ õëîðà:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O.

Таблица

  ^  
=>>

v

Хлор в сферической ампуле
(фото сайта periodictable.ru)

История открытия:

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

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.
Название элемента происходит от греческого clwroz — «зелёный».

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор — самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2·6H2O, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H2О => H2 + Cl2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2

В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде («хлорная вода»). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора.
Температура кипения = -34°C;
температура плавления = -101°C,
плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства:

Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов). Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl;

Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH3-CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl
CH2=CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl — бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли — хлориды — твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.

Ковалентные хлориды — соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;

Оксид хлора(I) Cl2O., газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли — гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H2O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO2, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли — хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO2.
Оксид хлора(IV) ClO2, — зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, …
Хлорноватая кислота , HClO3 — в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClO4. Соли — хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль) — KClO3, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO4, в водных растворах хлорная кислота — самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли — перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
— В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;

— Для отбеливания ткани и бумаги;

— Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;

— Для обеззараживания воды — «хлорирования»;

— 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.

Биологическая роль и токсичность:

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 через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.

Хлор в виде простого вещества ядовит, 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.

Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

Источники: Википедия: https://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева: https://www.onx.distant.ru/elements/17-Cl_soed.html

ЧАСТЬ И

ОБЩАЯ ХИМИЯ

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

ГАЛОГЕНЫ

Простые вещества

Химические
свойства простых веществ

Простые
вещества галогенов представляют собой двухатомные молекулы. В молекуле атомы соединены
одинарным ковалентным неполярным связью.

Химические
свойства Фтора

Фтор
— сильнейший окислитель в природе. Непосредственно он не реагирует только с гелием,
неоном и аргоном.

Под
время реакции с металлами образуются фториды, соединения ионного типа:

Фтор
энергично реагирует со многими неметаллами, даже с некоторыми инертными газами:

Фтор реагирует даже с многими химически стойкими соединениями,
например со стеклом (в виде стекловаты):

Очень много органических соединений в
атмосфере фтора занимаются, то есть начинают гореть. Например, древесина сгорает,
не оставляя после себя даже угля:

Вода тоже горит во фторе:

Физические
свойства простых веществ

Химические
свойства Хлора. Взаимодействие с металлами и неметаллами

В
большинства соединений, образованных атомом Хлора, он проявляет степень окисления-1.
Положительный степень окисления проявляется только в соединениях с такими атомами,
как Фтора и Кислород.

Простая
вещество хлор взаимодействует со всеми металлами. Во время этого взаимодействия металлы
окисляются до высших степеней. При этом образуются хлориды, соединения Хлора с
элементами, в которых атом Хлора проявляет степень окисления -1:

Хлор
также активно реагирует со всеми неметаллами, за исключением азота, кислорода и инертных
газов. В этом случае так же образуются хлориды:

Химические
свойства Хлора. Взаимодействие со сложными веществами

Хлор
является более сильным окисником, чем бром или йод, поэтому хлор вытесняет тяжелые галогены
из их солей:

Растворяясь
в воде, хлор частично реагирует с ней, в результате чего образуются две кислоты:
хлоридная и гіпохлоритна. При этом один атом Хлора повышает степень окисления,
а другой атом — снижает. Такие реакции называют реакциями диспропорціонування.
Реакции диспропорціонування — это реакции самовосстановления-самоокиснення, т.е.
реакции, при которых один элемент проявляет свойства и окисника, и
восстановителя. При диспропорціонуванні одновременно образуются соединения, в которых
элемент находится в более окисленном и восстановленном состоянии по сравнению с
первобытным. Степень окисления атома Хлора в молекуле гипохлоритной кислоты
равен +1:

Аналогично
протекает взаимодействие хлора с растворами щелочей. При этом образуются две соли: хлорид
и гипохлорит.

Хлор
вступает во взаимодействие с различными оксидами:

Хлор
окисляет некоторые соли, в которых металл находится не в максимальной степени
окисления:

Молекулярный
хлор реагирует со многими органическими соединениями. В присутствии феррум(III) хлорида
как катализатора хлор реагирует с бензолом с образованием хлорбензола, а при
облучении светом в результате этой же реакции образуется
гексахлорциклогексан:

Химические свойства брома и йода

Обе
вещества реагируют с водородом, фтором и щелочами:

Йод
окисляют различные сильные окислители:

Методы
добыча простых веществ

Извлечения фтора

Поскольку
фтор является сильнейшим химическим окисником, то выделить его с помощью химических
реакций из соединений в свободном виде невозможно, а потому фтор добывают
физико-химическим методом — электролизом.

Для
извлечения фтора используют расплав калий фторида и никелевые электроды.
Никель используют благодаря тому, что поверхность металла пассивируется фтором
вследствие образования нерастворимого NiF2, следовательно,
сами электроды не разрушаются под действием вещества, которое на них выделяется:

Добывания хлора

Хлор
в промышленных масштабах добывают электролизом раствора натрий хлорида. В результате
этого процесса добывают также натрий гидроксид:

В
небольших количествах хлор добывают окисненням раствора хлороводорода различными
методами:

Хлор
— очень важный продукт химической промышленности.

Его
мировое производство составляет миллионы тонн.

Извлечения брома и йода

Для
промышленного использования бром и йод добывают при окислении бромидов и
йодидов, соответственно. Для окисления чаще всего используют молекулярный хлор,
концентрированную сульфатную кислоту или манган диоксид:

Применение
галогенов

Фтор
и некоторые его соединения используют как окислитель ракетного топлива. Большие
количества фтора используют для добывания различных хладагентов (фреонов) и
некоторых полимеров, которым свойственна химическая и термическая стойкость (тефлон и некоторые
другие). Фтор применяют в ядерной технике для разделения изотопов урана.

Большое
часть хлора используют для получения соляной кислоты, а также как
окислитель для добывания других галогенов. В промышленности его используют для
отбеливания тканей и бумаги. В больших количествах, чем фтор, его
применяют для производства полимеров (ПВХ и других) и хладагентов. По
помощью хлора дезинфицируют питьевую воду. Он также нужен для добывания
некоторых растворителей, таких как хлороформ, хлористый метилен, тетрахлорметан. А еще
его используют для производства многих веществ, например хлората калия
(бертолетовой соли), хлорной извести и многих других соединений, содержащих атомы
Хлора.

Бром
и йод применяют в промышленности не в таких масштабах, как хлор или фтор, однако
с каждым годом использование этих веществ увеличивается. Бром используют в
производстве различных медицинских препаратов успокаивающего действия. Йод используют
при изготовлении антисептических препаратов. Соединения Брома и Йода широко
применяют при количественном анализе веществ. С помощью йода очищают некоторые
металлы (этот процесс называют йодным рафинированием), например титан, ванадий и
другие.