Физические и химические свойства. Для получения газообразного хлора используют электролиз крепкого водного раствора

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 , 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 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)2образуется 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.

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 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.

Биологическая роль

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.

Наши рекомендации