Важнейшие соединения хлора

Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора

Общая характеристика подгруппы

Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА

	F	Cl	Br	I
Русские названия	Фтор	Хлор	Бром	Иод
Латинские названия	Ftorum (Фторум)	Chlorum (Хлорум)	Bromum (Бромум)	Iodum (Иодум)
Русские написания корней латинских названий	Фтор	Хлор	Бром	Иод

P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.

Электронная диаграмма элемента Hal (Hal ≠ F):

Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:

Таблица 2. Валентность

Элемент	Валентности
F
Cl	1; 3; 5; 7
Br	1; 3; 5; 7
I	1; 3; 5; 7
At	1; 3; 5

3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:

Таблица 3. Степени окисления элементов

Атом	Устойчивые степени окисления
9F	-1; 0
17Cl	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7
35Br	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; +7
53I	-1; 0; +1; +3; +5; +7

Характеристика химического элемента

Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17

Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)

Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17

Строение атома:

Электронная формула:

Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7

Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)

Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)

Электроотрицательность по Полингу: 3,20

Характеристика простого вещества

Тип связи: ковалентная неполярная

Молекула двухатомная

Изотопы: ³⁵Cl (75,78 %) и ³⁷Cl(24,22 %)

Тип кристаллической решетки: молекулярная

Термодинамические параметры

Таблица 4

Параметр	Значение
ΔH°обр. (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
ΔS°обр (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
ΔHплавления	6,406 (кДж/моль)
ΔHкипения	20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х	243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х	1150 (кДж/моль)

Физические свойства

Таблица 5

Свойство	Значение
Цвет (газ)	Жёлто-зелёный
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−100 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400 °C
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Запах	Резкий, удушающий

Химические свойства

Водный раствор хлора в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»)

1 стадия: Cl₂ + H₂O = HCl + HOCl

2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород

Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃

Хлор сильный окислитель:

1. Взаимодействие с простыми веществами

a) с водородом:

Cl₂ + H₂ = 2HCl

б) с металлами:

Cl₂ + 2Na = 2NaCl

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃

в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:

3Cl₂ + 2P = 2PCl₃

Cl₂ + S = SCl₂

С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!

2. Взаимодействие со сложными веществами

а) с водой: см. выше

б) с кислотами: не реагирует!

в) с растворами щелочей:

на холоду: Cl₂ +2 NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

при нагревании: 3Cl₂+ 6 KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

д) со многими органическими веществами:

Cl₂ + CH₄ = CH₃Cl + HCl

C₆H₆ + Cl₂ = C₆H₅Cl + HCl

Важнейшие соединения хлора

Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) — бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже и кубической.

Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:

HCl_г + H₂O_ж = H₃O⁺_ж + Cl⁻_ж

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли — хлориды:

Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂↑

FeO + 2 HCl → FeCl₂ + H₂O

При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:

MnO₂ + 4 HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2 H₂O

При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl₂):

4 HCl + O₂ → 2 H₂O +2 Cl₂↑

Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:

2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl₂] + H₂↑

Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:

4 H₃O⁺ + 3 Cl⁻ + NO₃⁻ = NOCl + Cl₂ + 6 H₂O

Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:

3 Pt + 4 HNO₃ + 18 HCl → 3 H₂[PtCl₆] + 4 NO↑ + 8 H₂O

Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):

R-CH=CH₂ + HCl → R-CHCl-CH₃

R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl₂-CH₃

Оксиды хлора — неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: Cl_хO_у.
Хлор образует следующие оксиды: Cl₂O, Cl₂O₃, ClO₂, Cl₂O₄, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Кроме того известны: короткоживущий радикал ClO, радикал пероксид хлора ClOO и радикал тетраоксид хлора ClO₄.
Ниже в таблице представлены свойства устойчивых оксидов хлора:

Таблица 6

Свойство	Cl2O	ClO2	ClOClO3	Cl2O6(ж)↔2ClO3(г)	Cl2O7
Цвет и состояние при комн. температуре	Жёлто-коричневый газ	Жёлто-зелёный газ	Светло-жёлтая жидкость	Тёмно-красная жидкость	Бесцветная жидкость
Степень окисления хлора	(+1)	(+4)	(+1), (+7)	(+6)	(+7)
Т. пл., °C	−120,6	−59	−117	3,5	−91,5
Т. кип., °C	2,0		44,5
d (ж, 0°C), г*см-3	—	1,64	1,806	—	2,02
ΔH°обр(газ, 298 К), кДж*моль-1	80,3	102,6	~180	(155)
ΔG°обр(газ, 298 К), кДж*моль-1	97,9	120,6	—	—	—
S°обр(газ, 298 К), Дж*K-1*моль-1	265,9	256,7	327,2	—	—
Дипольный момент μ, Д	0,78 ± 0,08	1,78 ± 0,01	—	—	0,72 ± 0,02

Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты — соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом.

В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:

При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:

Быстро реагирует со щелочами:

Cl₂O + 2NaOH_(разб.) = 2NaClO + H₂O

Диоксид хлора - кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

Диоксид хлора — оксид хлора (IV), соединение хлора и кислорода, формула: ClO₂.

В нормальных условиях ClO₂ — газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO₂ представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.

Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

2ClO₂ + 5H₂SO_{4 (разб.)} + 10FeSO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + 2HCl + 4H₂O

ClO₂ + 2NaOH_хол. = NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O

ClO₂ + O₃ = ClO₃ + O₂

ClO₂ реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.

Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO⁻:

Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:

HClO + NaOH _(разб.) = NaClO + H₂O

Хлористая кислота — HClO₂, одноосновная кислота средней силы.

Хлористая кислота НClO₂ в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:

Нейтрализуется щелочами.

HClO₂ + NaOH_{(разб. хол.)} = NaClO₂ + H₂O

Ангидрид этой кислоты неизвестен.

Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов, образующихся в результате взаимодействия ClO₂ со щёлочью:

Проявляет окислительно – восстановительные свойства.

5HClO₂ + 3H₂SO_{4 (разб.)} + 2KMnO₄ = 5HClO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Хлорноватая кислота — HClO₃, сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:

Хлорноватая кислота — сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO₃ легко восстанавливается до соляной кислоты:

HClO₃ + 5HCl_(конц.) = 3Cl₂ + 3H₂O

HClO₃ + NaOH_(разб.) = NaClO₃ + H₂O

При пропускании смеси SO₂ и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора:

В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага.

8. Нахождение в природе:

В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.

Таблица 7. Нахождение в природе

В природе:
	F	Cl	Br	I	At
Сколько: кора, w %	8∙10-2	4,5∙10−2	3∙10−5	»1∙10−4
Степень конц-ии:	Рудообразующие	Рассеянные
Состояние:	Связанные

Таблица 7. Минеральные формы

Минеральные формы
F	Cl	Br	I	At
CaF2 Плавиковый шпат 3Ca3(PO4)∙CaF2 Фторапатит	NaCl Галит KCl Сильвин KCl∙MgCl2∙6H2O карналлит	Скважины Водоросли Вулканы

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

Получение

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:

Метод Шееле

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

Метод Дикона

Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.

Электрохимические методы

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

Применение

· Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров

· Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)

· В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука.

· Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).

· Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.

· 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.

· Как индикатор солнечных нейтринов в хлор-аргонных детекторах.

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