На каких химических свойствах хлора основано его использование на практике

Êàòàëîã ñòàòåé /

Хлор потребляется прежде всего химической промышленностью для производства различных органических хлорпроизводных, идущих для получения пластических масс, синтетических каучуков, химических волокон, растворителей, инсектицидов и т.п. В настоящее время более 60% мирового производства хлора используется для органического синтеза. Помимо этого хлор используют для производства соляной кислоты, хлорной извести, хлоратов и других продуктов. Значительные количества хлора идут в металлургию для хлорирования при переработке полиметаллических руд, извлечения золота из руд, а также его используют в нефтеперерабатывающей промышленности, в сельском хозяйстве, в медицине и санитарии, для обезвреживания питьевой и сточных вод, в пиротехнике и ряде других областей народного хозяйства. В результате развития сфер использования хлора, главным образом благодаря успехам органического синтеза, мировое производство хлора составляет более 20 млн. т/год.

Основные примеры применения и использования хлора во всевозможных отраслях науки, промышленности и бытовых нужд:

1. 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 [8].

CH2=CH2+Cl2=>CH2Cl-CH2Cl

CH2Cl-CH2Cl=> CH2=CHCl+HCl

1) в качестве отбеливающего средства (хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты по реакции: Cl2 + H2O > HCl + HClO > 2HCl + O*).

2) в производстве хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений (альдрин, ДДТ, гексахлоран). Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (C6H6Cl6).

3) используется как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт (C4H8Cl2S), фосген (CCl2O).

4) 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 [8]. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор (Cl2), двуокись хлора (ClO2), хлорамин (NH2Cl) и хлорную известь (Ca(Cl)OCl).

5) в пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.

6) в химическом производстве каустической соды (NaOH) (применяется в производстве искусственного шелка, в мыловаренной промышленности), соляной кислоты (HCl), хлорной извести, бертолетовой соли (KClO3), хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

7) в металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия [8].

TiO2 + 2C + 2Cl2 => TiCl4 + 2CO;

TiCl4 + 2Mg => 2MgCl2 + Ti (при Т=850°С)

8) в качестве индикатора солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах (Идея «хлорного детектора» для регистрации солнечных нейтрино была предложена известным советским физиком академиком Б. Понтекорво и осуществлена американским физиком Р. Девисом и его сотрудникми. Уловив нейтрино ядро изотопа хлора с атомным весом 37, превращается в ядро изотопа аргона-37, при этом образуется один электрон, который можно зарегистрировать.).

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов (глобальные экотоксиканты, обладающие мощным мутагенным, иммунодепрессантным, канцерогенным, тератогенным и эмбриотоксическим действием. Они слабо расщепляются и накапливаются как в организме человека, так и в биосфере планеты, включая воздух, воду, пищу).

• Обозначение — Cl (Chlorum);
• Период — III;
• Группа — 17 (VIIa);
• Атомная масса — 35,4527;
• Атомный номер — 17;
• Радиус атома = 99 пм;
• Ковалентный радиус = 102±4 пм;
• Распределение электронов — 1s22s22p63s23p5;
• t плавления = 100,95°C;
• t кипения = -34,55°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 3,16/-;
• Степень окисления: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Плотность (н. у.) = 3,21 г/см3;
• Молярный объем = 18,7 см3/моль.

• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод электронного баланса).
• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод полуреакций).
• Соляная кислота

Хлор в чистом виде впервые выделил шведский ученый Карл Шееле в 1774 году. Своё нынешнее название элемент получил в 1811 году, когда Г.Дэви предложил название «хлорин», которое вскоре было сокращено до «хлор» с легкой руки Ж. Гей-Люссака. Немецкий ученый Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген», но этим термином было решено назвать всю группу элементов, в которую входит и хлор.

Хлор является самым распространенным галогеном в земной коре — на долю хлора приходится 0,025% всей массы атомов земной коры. По причине своей высокой активности хлор не встречается в природе в свободном виде, а только в составе соединений, при этом хлору «по барабану» с каким элементом вступать в реакцию, современной науке известны соединения хлора практически со всей таблицей Менделеева.

Основная масса хлора на Земле содержится в соленой воде Мирового океана (содержание 19 г/л). Из минералов больше всего хлора содержится в галите, сильвине, сильвините, бишофите, карналлите, каините.

Хлор играет важную роль в деятельности нервных клеток, а также в регуляции осмотических процессов, происходящих в организме человека и животных. Также хлор входит в состав зеленого вещества растений — хлорофилла.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:

• 35Cl — 75,5%
• 37Cl — 24,5%

Хлор в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева, стоит под номером «17», относится к галогенам (См. Атомы элементов 17(VIIa) группы (галогены)).

Рис. Строение атома хлора.

Электронная конфигурация атома хлора — 1s22s22p63s23p5 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 5 электронов, находящихся на внешнем 3p-уровне + 2 электрона 3s уровня (всего 7 электронов), поэтому в соединениях хлор может принимать степени окисления от +7 до -1. Как уже было сказано выше, хлор является химически активным галогеном.

Физические свойства хлора:

• при н.у. хлор является ядовитым газом желто-зеленого цвета с резким запахом;
• хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха;
• при н.у. в 1 л воды растворяется 2,5 объема хлора — этот раствор называется хлорная вода.

Химические свойства хлора

Взаимодействие хлора с простыми веществами (Cl выступает в роли сильного окислителя):

• с водородом (реакция протекает только при наличии света):

  Cl2+H2 = 2HCl

• с металлами с образованием хлоридов:

  Cl20+2Na0 = 2Na+1Cl-1
  3Cl20+2Fe0 = 2Fe+3Cl3-1

• с неметаллами, менее электроотрицательными, чем хлор:

  Cl20+S0 = S+2Cl2-1
  3Cl20+2P0 = 2P+3Cl3-1

• с азотом и кислородом хлор не реагирует непосредственно.

Взаимодействие хлора со сложными веществами:

Одной из самых известных реакций хлора со сложными веществами есть взаимодействие хлора с водой — кто живет в большом городе, наверняка, периодически сталкивается с ситуацией, когда, открыв кран с водой, ощущает стойкий запах хлора, после чего многие сетуют, дескать, опять воду хлорировали. Хлорирование воды является одним из основных способов ее обеззараживания от нежелательных микроорганизмов, небезопасных для здоровья человека. Почему так происходит? Разберем реакцию хлора с водой, которая протекает в два этапа:

• На первом этапе происходит образование двух кислот: соляной и хлорноватистой:

  Cl20+H2O ↔ HCl-1+HCl+1O

• На втором этапе хлорноватистая кислота разлагается с выделением атомарного кислорода, который окисляет воду (убивая микроорганизмы) + подвергает отбеливающему действию ткани, окрашенные органическими красителями, если их опустить в хлорную воду:

  HClO = HCl+[O] — реакция идет на свету

С кислотами хлор не взаимодействует.

Взаимодействие хлора с основаниями:

• на холоде:

  Cl20+2NaOH = NaCl-1+NaCl+1O+H2O

• при нагревании:

  3Cl20+6KOH = 5KCl-1+KCl+5O3+3H2O

• с бромидами металлов:

  Cl3+2KBr = 2KCl+Br2↓

• с йодидами металлов:

  Cl2+2KI = 2KCl+I2↓

• с фторидами металлов хлор не реагирует, по причине их более высокой окислительной способности, нежели у хлора.

Хлор «охотно» вступает в реакции с органическими веществами:

Cl2+CH4 → CH3Cl+HCl
Cl2+C6H6 → C6H5Cl+HCl

В результате первой реакции с метаном, которая протекает на свету, образуется хлористый метил и соляная кислота. В результате второй реакции с бензолом, которая протекает в присутствии катализатора (AlCl3), образуется хлорбензол и соляная кислота.

• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод электронного баланса).
• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод полуреакций).

Получение и применение хлора

Промышленным способом хлор получают электролизом водного раствора (хлор выделяется на аноде; на катоде — водород) или расплава хлорида натрия (хлор выделяется на аноде; на катоде — натрий):

2NaCl+2H2O → Cl2↑+H2↑+2NaOH
2NaCl → Cl2↑+2Na

В лаборатории хлор получают действием концентрированной HCl на различные окислители при нагревании. В роли окислителей могут выступать оксид марганца, перманганат калия, бертолетова соль:

4HCl-1+Mn+4O2 = Mn+2Cl2+Cl20↑+2H2O
2KMn+7O4+16HCl-1 = 2KCl+2Mn+2Cl2+5Cl20↑+8H2O
KCl+5O3+6HCl-1 = KCl+3Cl20↑+3H2O

Применение хлора:

• отбеливание тканей и бумаги;
• обеззараживание воды;
• производство пластмасс;
• производство хлорной извести, хлороформа, ядохимикатов, моющих средств, каучуков;
• синтез хлороводорода в производстве соляной кислоты.

См. далее: Соляная кислота