Хлор и его характеристики

Как бы мы негативно ни относились к общественным уборным, природа диктует свои правила, и посещать их приходится.

Помимо естественных (для данного места) запахов, еще одним привычным ароматом является хлорка, используемая для дезинфекции помещения. Свое название она получила из-за главного действующего вещества в ней – Cl.

Дайте узнаем об этом химическом элементе и его свойствах, а также дадим характеристику хлора по положению в периодической системе.

Как был открыт этот элемент

Впервые хлорсодержащее соединение (HCl) было синтезировано в 1772 г. британским священником Джозефом Пристли.

Через 2 года его шведский коллега Карл Шееле сумел описать способ выделения Cl с помощью реакции между соляной кислотой и диоксидом марганца. Однако этот химик так и не понял, что в результате синтезируется новый химический элемент.

Почти 40 лет понадобилось ученым, чтобы научиться добывать хлор на практике. Впервые это было сделано британцем Гемфри Дэви в 1811 г. При этом он использовал другую реакцию, нежели его предшественники-теоретики. Дэви при помощи электролиза разложил на составляющие NaCl (известный большинству как кухонная соль).

Изучив полученное вещество, британский химик осознал, что оно является элементарным. После этого открытия Дэви не только назвал его – chlorine (хлорин), но и смог дать характеристику хлора, правда она была весьма примитивной.

Хлорин превратился в хлор (chlore) благодаря Жозефу Гей-Люссаку и в таком виде существует в французском, немецком, российском, белорусском, украинском, чешском, болгарском и некоторых других языках и сегодня. В английском по сей день употребляется название «хлорин», а в итальянском и испанском «хлоро».

Более подробно рассматриваемый элемент был описан Йенсом Берцелиусом в 1826 г. Именно он смог определить его атомную массу.

Что такое хлор (Cl)

Рассмотрев историю открытия данного химического элемента, стоит узнать о нем подробнее.

Название chlorine было образовано от греческого слова χλωρός («зеленый»). Дано оно было из-за желтовато-зеленоватого цвета данного вещества

Самостоятельно хлор существует как двухатомный газ Cl2, однако в таком виде в природе он практически не встречается. Чаще он фигурирует в различных соединениях.

Поскольку хлор тяжелее воздуха почти в 2,5 раза, он всегда будет находиться ниже его, то есть у самой земли. По этой причине при подозрении на наличие Cl следует забраться как можно выше, так как там будет меньшая концентрация данного газа.

Также, в отличие от некоторых других ядовитых веществ, хлорсодержащие обладают характерным цветом, что может позволить зрительно их идентифицировать и принять меры. Большинство стандартных противогазов помогают защитить органы дыхания и слизистые оболочки от поражения Cl. Однако для полной безопасности нужно принимать более серьезные меры, вплоть до нейтрализации ядовитого вещества.

Стоит отметить, что именно с применения немцами хлора как отравляющего газа в 1915 г. начало свою историю химическое оружие. В результате использования почти 200 тонн вещества было за несколько минут отравлено 15 тысяч человек. Треть из них умерла почти мгновенно, треть получила перманентные повреждения, и лишь 5 тысячам удалось спастись.

Почему же столь опасное вещество до сих пор не запрещено и ежегодно добывается миллионами тонн? Все дело в его особых свойствах, а чтобы понять их, стоит рассмотреть характеристику хлора. Проще всего это сделать с помощью таблицы Менделеева.

Характеристика хлора в периодической системе

• Хлор является простым веществом.
• Имеет семнадцатый номер по порядку (обладает 17 протонами в атомном ядре).
• Находится в ІІІ периоде и ІІІ ряду.
• Хлор располагается в VII группе (подгруппе «а»).
• Атомная масса Cl – 35,453 а. е. м.
• Молекула простого вещества хлора состоит из двух атомов: Cl2↑.
• Хлор является неметаллом и ходит в группу галогенов. Кстати, в прошлом этот элемент хотели назвать этим термином. Но впоследствии он стал общим наименованием 17-й группы. Помимо хлора, к галогенам относятся фтор, бром, йод, астат и недавно открытый теннессин.
• Электронная конфигурация хлора — 3s2 3p5.
• Атом Cl на валентном уровне содержит один неспаренный электрон. За счет этого при валентности І она очень стабильна (NaCl, Cl2↑).
• Данный элемент на атомном уровне обладает незанятой орбиталью d-подуровня. За счет этого хлор способен проявлять различные степени окисления (от -1 до +7).

Хлор как галоген

Помимо крайней токсичности и едкого запаха (характерных для всех представителей данной группы) Cl отлично растворяется в воде. Практическое подтверждение этому – добавление хлорсодержащих моющих средств в воду для бассейнов.

При контакте с влажным воздухом рассматриваемое вещество начинает дымиться.

Свойства Cl как неметалла

Рассматривая химическую характеристику хлора, стоит обратить внимание на его неметаллические свойства.

Он имеет способность образовывать соединения практически со всеми металлами и неметаллами. В качестве примера можно привести реакцию с атомами железа: 2Fe + 3Cl2↑ → 2FeCl3.

Часто для проведения реакций необходимо использовать катализаторы. В этой роли может выступать Н2О.

• Нередко реакции с Cl носят эндотермический характер (поглощают тепло).
• Стоит отметить, что в кристаллической форме (в виде порошка) хлор взаимодействует с металлами лишь при нагревании до высоких температур.
• Реагируя с другими неметаллами (кроме О2↑, N, F, С и инертных газов), Cl образует соединения — хлориды.

При реакции с О2↑ образуются крайне нестабильные и склонные к распаду оксиды. В них степень окисления Cl способна проявляться от +1 до +7.

При взаимодействии с F образуются фториды. Степень окисления их может быть разной.

Хлор: характеристика вещества с точки зрения его физических свойств

Помимо химических свойств, рассматриваемый элемент имеет и физические.

• Как уже было сказано выше, для данного вещества естественным является газообразное состояние (в нормальных условиях). Однако при изменении температур он способен пребывать как в жидком, так и в твердом состоянии.
• Цвет: желто-зеленый.
• Плотность Cl при стандартных условиях — 3,214 г/л.
• При кипении (жидкое состояние) плотность изменяется и становится 1,537 г/см3.
• Находясь в твердом агрегатном состоянии, Cl приобретает плотность — 1,9 г/см3.
• Атомный радиус — 0,073 нм.
• Закипает хлор при t -34 градуса по Цельсию.
• Температура плавления — −100 градусов по Цельсию.
• Удельный объем хлора — 1,745 х 10-3 л/г.

Влияние температуры на агрегатное состояние Cl

Рассмотрев физическую характеристику элемента хлора, мы понимаем, что он способен переходить в разные агрегатные состояния. Все зависит от температурного режима.

В нормальном состоянии Cl – это газ, обладающий высокими коррозийными свойствами. Однако он с легкостью способен сжижаться. На это влияет температура и давление. К примеру, если оно равно 8 атмосферам, а температура – +20 градусам по Цельсию, Cl2↑ — кислотно-желтая жидкость. Данное агрегатное состояние он способен сохранять до +143 градусов, если давление также продолжает повышаться.

1. При достижении -32 °С состояние хлора перестает зависеть от давления, и он продолжает оставаться жидким.
2. Кристаллизация вещества (твердое состояние) происходит при -101 градусе.

Где в природе существует Cl

Рассмотрев общую характеристику хлора, стоит узнать, где же в природе может встречаться столь непростой элемент.

Из-за своей высокой реакционной активности он практически никогда не встречается в чистом виде (поэтому в начале изучения учеными этого элемента понадобились годы, чтобы научиться его синтезировать). Обычно Cl находится в составе соединений в различных минералах: галит, сильвин, каинит, бишофит и т. п.

Более всего он содержится в солях, добытых из морской или океанической воды.

Влияние на организм

При рассмотрении характеристики хлора уже было не раз сказано, что он крайне ядовит. При этом атомы вещества содержатся не только в минералах, но и практически во всех организмах, начиная от растений до человека.

Из-за особых свойств ионы Cl лучше других проникают сквозь мембраны клеток (поэтому более 80 % всего хлора в теле человека находится в межклеточном пространстве).

Вместе с К, Cl ответственен за регуляцию водно-солевого баланса и как следствие — за осмотическое равенство.

Несмотря на столь важную роль в организме, в чистом виде Cl2↑ убивает все живое – от клеток до целых организмов. Однако в контролированных дозах и при кратковременном воздействии он не успевает причинить повреждений.

Ярким примером последнему утверждению служит любой бассейн. Как известно, воду в таких учреждениях дезинфицируют при помощи Cl.

При этом, если человек редко посещает такое заведение (раз в неделю или в месяц) – маловероятно, что он пострадает от наличия данного вещества в воде.

Однако работники таких учреждений, особенно те, кто почти весь день пребывают в воде (спасатели, инструкторы) часто страдают кожными заболеваниями или имеют ослабленный иммунитет.

В связи со всем этим после посещения бассейнов обязательно нужно принять душ – чтобы смыть возможные остатки хлора с кожи и волос.

Использования Cl человеком

• Помня из характеристики хлора, что он является «капризным» элементом (когда дело доходит до взаимодействия с другими веществами), интересно будет узнать, что в промышленности он весьма часто используется.
• В первую очередь с его помощью производится дезинфекция многих веществ.
• Также Cl применяется при изготовлении некоторых видов пестицидов, что помогает спасать урожай от вредителей.
• Способность этого вещества взаимодействовать почти со всеми элементами таблицы Менделеева (характеристика хлора как неметалла) помогает с его помощью добывать некоторые виды металлов (Ті, Та и Nb), а также известь и соляную кислоту.
• Помимо всего вышеперечисленного Cl применяют при производстве промышленных веществ (поливинилхлорид) и медицинских препаратов (хлоргексидин).

Стоит упомянуть, что сегодня найдено более эффективное и безопасное дезинфицирующее средство – озон (О3↑).

Однако его производство более дорогостоящее, чем хлора, и этот газ еще более нестабилен, нежели хлор (краткая характеристика физических свойств в 6-7 п.). Поэтому применять озонирование вместо хлорирования пока могут позволить себе немногие.

Как добывается хлор

Сегодня известно немало способов для синтеза данного вещества. Все они делятся на две категории:

• Химические.
• Электрохимические.

В первом случае Cl получают вследствие химической реакции. Однако на практике они весьма затратные и малопроизводительны.

Поэтому в промышленности предпочитают электрохимические методы (электролиз). Их три: диафрагменный, мембранный и ртутный электролиз.

Источник: https://www.syl.ru/article/339304/hlor-harakteristika-himicheskih-i-fizicheskih-svoystv

Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl

Cl2 при об. Т — газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха — в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Основаны на процессе окисления анионов Cl-

2Cl— 2e- = Cl20

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2↑

Лабораторные

• Окисление конц. HCI различными окислителями:
• 4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O
• 16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O
• 6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O
• 14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O

Химические свойства

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl-:

Cl20+ 2e- = 2Cl-

Реакции с металлами

1. Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
2. Примеры:
3. Cl2+ 2Na = 2NaCl
4. 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
5. Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
6. Примеры:
7. Cl2 + Сu = CuCl2
8. 3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

• Примеры:
• Cl2 + Н2 =2НС1
• Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2
• ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)
• 2Cl2 + Si = SiCl4
• 3Cl2 + I2 = 2ICl3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений

1. Примеры:
2. Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
3. Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
4. Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
5. Cl2 + H2S = S + 2HCl
6. ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

• В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl-, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO- или ClO3-.
• Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
• Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O
• 3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O
• 3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O
• Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
• КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

1. б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
2. H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-дихлорэтан
3. HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам.

Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об.

Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

• 2HCl + F2 = Сl2 + 2HF
• 4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O
• Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. 1. Синтез из простых веществ:
2. Н2 + Cl2 = 2HCl
3. 2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
4. R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:

H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)

H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

• 1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н+
• HCl → H+ + Cl-
• Взаимодействие:
• а) с металлами (до Н):
• 2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2
• б) с основными и амфотерными оксидами:
• 2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
• 6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O
• в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
• 2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О
• 3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O
• г) с солями более слабых кислот:
• 2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O
• HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl
• д) с аммиаком:
• HCl + NH3 = NH4Cl
• Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:
• 2Cl— 2e- = Cl20

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

1. Взаимодействие:
2. а) с аминами (как органическими основаниями)
3. R-NH2 + HCl → [RNH3]+Cl-
4. б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Кислотные оксиды

гипохлориты	хлориты	хлораты	перхлораты
NaClOKClO Ca(ClO)2	Ca(ClO2)2	KClO3 бертолетова соль Mg(ClO3)2	KClO4NaClO4NH4ClO4

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь — смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H2O

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/hlor.html

Хлор (Cl, Chlorine)

В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.

Общая характеристика хлора

Хлор (от греческого χλωρός – зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl ( от латинского Chlorum).

Нахождение в природе

Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.

Физические и химические свойства

Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном, в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.

Суточная потребность в хлоре

В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.

Продукты питания богатые хлором

Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль – особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат яйца, морепродукты, мясо, горох, фасоль и чечевица, гречка и рис, оливки.

Взаимодействие с другими

Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется калием, натрием и хлором.

Признаки нехватки хлора

Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма – сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.

Признаки избытка хлора

Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта.

Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.

Полезные свойства хлора и его влияние на организм

Хлор в организме человека:

• регулирует водный и кислотно-щелочной баланс,
• выводит жидкость и соли из организма в процессе осморегуляции,
• стимулирует нормальное пищеварение,
• нормализует состояние эритроцитов,
• очищает печень от жира.

Применение хлора в жизни

Основное применение хлора – химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором – практически единственный доступный способ очистки воды.

Источник: http://www.calorizator.ru/element/cl

Галогены. Общая характеристика. Хлор. | Советы тут

Сегодня разберем урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор.  Получение свойства и применение хлора и его соединений.

Но сначала, проверим ответы на урок химии 15 – тестовые задания к урокам химии 10-14:

1-3, 2-4, 3-3, 4-4, 5-1, 6-4, 7-1, 8-1, 9-4, 10-1, 11-1, 12-1, 13-1, 14-1, 15-1, 16-3, 17-3, 18-4, 19-3, 20-1, 21-3, 22-4, 23-3, 24-2, 25-4, 26-3, 27-2, 28-2, 29-2, 30-3.

Галогены составляют главную подгруппу седьмой группы периодической таблицы. К ним относятся элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат Аt. На внешнем уровне у них имеется по семь электронов: nS2nP5.

Фтор является самым электроотрицательным элементом, проявляет степень окисления F-1. Другие галогены проявляют степени окисления от (-1) до (+7).

В свободном состоянии молекулы галогенов двухатомны (F2), (Cl2), (Br2), (I2) и являются типичными неметаллическими простыми веществами. Фтор и хлор являются газами, бром – жидкость, йод и астат – твердые вещества.

Окислительная способность галогенов при переходе от фтора к астату уменьшается, галоген с меньшим порядковым номером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из бескислородных солей: F2 + 2KBr → 2KF + Br2.

Хлор Сl2. При обычных условиях ядовитый газ зеленовато-желтого цвета. В лабораторных условиях получают по реакциям:

1. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
2. 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
3. KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2↑ + 3H2O

В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2↑ + H2↑

Химические свойства. Хлор реагирует со многими веществами:

1. с металлами: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2. с неметаллами: 2Р + 5Сl2 → 2PCl5
3. с водородом: Н2 + Сl2 → 2HCl
4. с водой: Cl2 + H2O → HCl + HClO  Смесь соляной и хлорноватистой кислот (HClO) кислот называют хлорной водой.
5. При взаимодействии хлора с щелочами на холоду образуются смеси хлоридов и гипохлоридов:

     Сl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O

1. В горячем растворе щелочи протекает реакция:

3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O

1. Хлор реагирует со многими органическими веществами, например с предельными углеводородами: СН4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
2. C непредельными углеводородами: С2Н2 + 2Cl2 → C2H2Cl4

Хлор относится к продуктам основного органического синтеза и находит широкое применение в различных отраслях промышленности: для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, обеззараживания питьевой воды, получения хлороводорода.

Хлороводород НСl– бесцветный газ с сильным запахом. Хорошо растворяется в воде, водные растворы называют хлороводородной кислотой, а дымяшие концентрированные растворы – соляной кислотой.

Получают по реакциям: Н2 + Сl2 → 2HCl, NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl (при обычной температуре). При нагревании

 реакция протекает по второй стадии: 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl. Хлороводородная является сильной минеральной кислотой и обладает всеми свойствами кислот. Наиболее важными кислородсодержащими соединениями хлора являются: HClO – хлорноватистая кислота, ее соли – гипохлориты.

• HClO2 – хлористая кислота, соли – хлориты.
• HClO3 – хлорноватая кислота, соли – хлораты.
• HClO4 – хлорная кислота, соли – перхлораты.
• Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия, КClO3) и хлорная известь – СаОСl2.
• Бертолетову соль используют для получения кислорода в лабораторных условиях, а хлорную известь как отбеливающее и дезинфицирующее средство.

Это был урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор.  Получение свойства и применение хлора и его соединений.

{lang: 'ru'}

Share this post for your friends:

↑Как установить такие кнопки?↑

Источник: https://sovety-tut.ru/uroki-himii/galogenyi-obshhaya-harakteristika-hlor-poluchenie-svoystva-i-primenenie-hlora-i-ego-soedineniy

Хлор и его соединения — урок. Химия, 8–9 класс

Хлор представляет собой ядовитый жёлто-зелёный газ с неприятным запахом. Он в (2,5) раза тяжелее воздуха.

Хлор слабо растворяется в воде. При комнатной температуре в (1) объёме воды растворяется (2,5) объёма хлора. Образовавшийся раствор называется хлорной водой.

• В химических реакциях хлор является окислителем.
• Промышленный способ получения хлора — электролиз расплава или раствора хлорида натрия:
• 2NaCl=2Na+Cl2↑,
• 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2↑+H2↑.
• В лаборатории его получают реакцией соляной кислоты с оксидом марганца((IV)):
• 4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2↑+2H2O.
• Хлороводород образуется при взаимодействии хлора с водородом:
• H2+Cl2=t2HCl.
• Его можно также получить при действии концентрированной серной кислоты на твёрдые хлориды:
• H2SO4(к)+2NaCl=t2HCl↑+Na2SO4.

Химическая связь в молекуле хлороводорода — ковалентная полярная: Hδ+→Clδ−. Он представляет собой бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Хлороводород очень хорошо растворяется в воде: в (1) объёме воды растворяется до (500) объёмов хлороводорода.

Раствор хлороводорода в воде называется соляной, или хлороводородной, кислотой. Это бесцветная жидкость с запахом. Максимальное содержание в ней хлороводорода составляет (37) %. Соляная кислота относится к сильным одноосновным кислотам с характерными для этих веществ свойствами.

Соляная кислота:

• изменяет окраску индикаторов;
• взаимодействует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

 Fe+2HCl=H2+FeCl2;

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

ZnO+2HCl=H2O+ZnCl2;

• взаимодействует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

KOH+HCl=H2O+KCl;

• взаимодействует с солями, если продуктом реакции являются газ, осадок или слабый электролит (с карбонатами, силикатами, сульфидами, растворимыми солями серебра и т. д.):

1. CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑,
2. Na2S+2HCl=2NaCl+H2S↑,
3. AgNO3+HCl=HNO3+AgCl↓.

Большинство солей соляной кислоты хорошо растворяется в воде. К нерастворимым относится хлорид серебра.

Он выпадает в виде белого творожистого осадка при взаимодействии раствора нитрата серебра с соляной кислотой или с растворами хлоридов.

Эту реакцию используют как качественную реакцию на ионы хлора. Краткое ионное уравнение:

Ag++Cl−=AgCl↓.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/galogeny-khlor-i-ego-soedineniia-161110/re-7e36a588-5dc8-48d5-b583-a9ea7b11dec5

Хлор

ХЛОР, Cl (лат. Chlorum; от греч. chlorum — жёлто-зелёный * а. chlorine; н. Chlor; а. chlore; и. cloro), — химический элемент VII группы периодической системы Менделеева; относится к галогенам, атомный номер 17, атомная масса 35,453.

В природе 2 стабильных изотопа 36Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40. Хлор впервые получен шведским химиком К. Шееле в 1774.

Название было предложено в 1813 французским учёным Л. Гей-Люссаком.

Физические свойства

Хлор — жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 кг/м3, жидкого хлора при температуре кипения 1,557 кг/м3, твёрдого хлора 1,9 кг/м3 при 102°С; t плавления — 101°С; t кипения — 34,1°С; молярная теплоёмкость 33,94 Дж/(моль•К); коэффициент объёмного расширения 3,9•10-3 К-1(при 293 К).

Химические свойства

Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. Хлор химически очень активен.

Образует соединения почти со всеми элементами (с некоторыми в присутствии влаги или при нагревании), давая при взаимодействии с металлами хлориды, с кислородом — оксиды (Cl2О, ClO2, Cl2О6, Cl2О7, Cl2О8), из которых при реакциях с водой образуются хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная кислоты (соли этих кислот — гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты). Пары хлора токсичны, раздражают слизистые оболочки. ПДК в воздухе производственные помещений 1 мг/м3, в атмосфере населённых пунктов разовая — 0,1 мг/м3, среднесуточная — 0,003 мг/м3.

Хлор в природе

Среднее содержание хлора 10-4% (по массе) в земной коре 130, в ультраосновных породах и базальтовых — 50, в андезитах 100, гранитоидах 240, в осадочных породах — 160. В морской воде при вариациях солёности от 10 до 39% содержание иона Cl- изменяется от 5,53 до 21,565 г/кг.

В магматических породах хдор преимущественно концентрируется в амфиболах, флогопите, апатите. При фракционной кристаллизации основных магм хлор перераспределяется незначительно, обычно накапливается в богатых Mg и Fe породах.

Наиболее резкое изменение концентрации хлора встречается при кристаллизации дифференциации и ликвации в агпаитовых щелочных расплавах (образование содалитовых пород и пегматитов). Хлор интенсивно выделяется при фумарольной деятельности вулканов.

Важнейшие минералы хлора: галит, сильвин, бишофит, карналлит, хлорапатит Ca3PO43Cl, содалит (см. Галогениды природные).

Получение и применение хлора

Получают хлор при электролизе водных растворов NaCl (реже других хлоридов щелочных металлов) и использовании стального катода и диафрагмы (диафрагменный метод), ионообменной мембраны или ртутного катода (ртутный метод). Небольшое количество хлора получают попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов.

Применяется хлор при производстве хлорорганические соединений (винил-хлорида, дихлорэтана, хлорбензола и др.), неорганических хлоридов, для получения отбеливателей и дезинфицирующих средств, для очистки воды. Хлор используется также для хлорирования полиметаллических руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.

Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах.

Источник: http://www.mining-enc.ru/x/xlor/

Хлор

Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл.

Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

История открытия

Соединение с хлором — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом 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.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы.

Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О.

В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Физические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом.
Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении.

Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Источник: Википедия

Другие заметки по химии

Источник: http://edu.glavsprav.ru/info/cl/

Характеристика и свойства хлора

• Пензенский государственный университет
• Кафедра Экология и безопасность жизнедеятельности
• Лабораторная работа № 18
• ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОСТАТОЧНОГО ХЛОРА В ВОДЕ ТИТРОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ
• Пенза 2010 г.
• Цель работы – овладение спектрофотометрическим и титрометрическим методами определения остаточного активного хлора в водопроводной воде.
• Термины и определения

Общий хлор — суммарная концентрация всех форм хлорноватистой кислоты, неорганических и органических хлораминов.

Зависит от первоначальной дозы хлорирующего агента в процессе дезинфекции.

1. Связанный хлор — часть общего хлора, присутствующего в воде в виде органических и неорганических хлораминов.
2. Активный хлор [HClO]- равновесная концентрация хлорноватистой кислоты, зависящая от рН и pКHClO при данной температуре.
3. Свободный хлор (остаточный хлор) [HClO] + [ClO-] + [Cl2] — хлор, присутствующий в воде в виде хлорноватистой кислоты, ионов гипохлорита или растворенного молекулярного хлора.
4. Спектрофотометрия— метод анализа, основанные на измерении поглощения излучения молекулярной средой в видимой и ультрафиолетовой областях.
5. Оптическая плотность вещества — мера непрозрачности слоя вещества для световых лучей.
6. Титрование – процесс постепенного прибавления титрованного раствора, находящегося в бюретке, к определенному, точно отмеренному объему исследуемого раствора для определения концентрации вещества в последнем.
7. Титрованные растворы – растворы точно известной концентрации.
8. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
9. Характеристика и свойства хлора

При нормальных условиях хлор представляет собой газ желто-зеленого цвета с резким раздражающим специфическим запахом. При обычном давлении сжижается при -34' С. Тяжелее воздуха примерно в 2,5 раза.

Хлор реагирует со многими химическими соединениями с образованием хлоридов.

Взаимодействие его с углеводородами сводится к замещению одним атомом хлора атома водорода в молекуле. При взаимодействии с ненасыщенными неорганическими и органическими соединениями (СО, С2Н4 и др.) хлор непосредственно присоединяется по месту двойной связи.

• При растворении хлора в воде идет гидролиз с образованием хлорноватистой и хлористоводородной кислот.
• Cl2 + H2O→ HClO + HCl
• Хлорноватистая кислота HClO постепенно распадается на хлористоводородную кислоту и свободный кислород.
• HClO →HCl + O
• На этом свойстве основано дезинфицирующее действие хлора в присутствий воды.

Хлоропоглощаемость воды представляет собой разность между дозой введенного в воду активного хлора и его концентрацией в воде через некоторый промежуток времени (обычно через 30 минут).

Хлоропоглощаемость воды характеризует ее загрязненность органическими и некоторыми неорганическими (Fe2+, H2S, SO32-, Na2S2O3 и др.) веществами. Она зависит от концентрации этих загрязнений в воде, дозы хлора, времени взаимодействия, температуры, рН среды и других факторов.

Вода, не содержащая веществ, взаимодействующих с хлором, хлоропоглощаемостью не обладает. В природных водоемах хлор присутствовать не должен.

В результате взаимодействия хлора с протеинами и аминосоединениями, содержащимися в оболочке бактерий и их внутриклеточном веществе, происходят окислительные процессы, химические изменения внутриклеточного вещества, распад структуры клеток и гибель бактерий и микроорганизмов.

Наиболее важной проблемой хлорирования питьевой воды является высокая активность хлора, он вступает в химические реакции со всеми органическими и неорганическими веществами, находящимися в воде.

В воде поверхностных источников находится огромное количество сложных органических веществ природного и антропогенного происхождения, которые образуют хлорсодержащие токсины, мутагенные и канцерогенные вещества и яды, в том числе диоксиды.

Данные вещества оказывают замедленное негативное воздействие на организм человека.

Побочный эффект от вредного воздействия хлора может быть вызван двумя способами: когда хлор проникает в организм через дыхательные пути, и когда хлор проникает через кожу

Также хлор может стать причиной болезни сердца, атеросклероза, анемии, повышенного давления. Помимо этого хлор сушит кожу, разрушает структуру волос, раздражает слизистую оболочку глаз.

1. С целью уничтожения микробов хлор вводят с избытком из того расчёта, чтобы через определенное время после хлорирования воды содержание остаточного хлора должно быть в пределах, указанных в таблице 1.
2. Таблица 1. Содержание остаточного хлора в воде после резервуаров чистой воды
3. по ГОСТ 2874-82

Хлор остаточный	Концентрация остаточного хлора, мг/л	Необходимое время контакта хлора с водой, мин, не менее
1. Свободный	0,3-0,5
2. Связанный	0,8-1,2

Если качество воды источника подвержено резким и быстрым изменениям, то хлорирование воды обычным методом может не обеспечить ее надежного обеззараживания. Периодическое ухудшение качества исходной воды может оказаться неучтенным лабораторией, вследствие чего снизится качество подаваемой в сеть воды.

В таких случаях применяют хлорирование воды дозами хлора, значительно превышающими обычно требуемые для ее дезинфекции, т. е. так называемое перехлорирование. Дозу хлора в этом случае принимают равной 5—10 мг/л и более. Перехлорирование применяют так же, как меру борьбы с цветностью воды, с запахами и привкусами в природной воде.

Также при эпидемиологических катастрофах проводится суперхлорирование с последующим дехлорированием воды. При перехлорировании хлор вводят в воду перед очистными сооружениями; при этом количество хлора, остающегося в воде после прохождения ею всех очистных сооружений, бывает еще настолько велико, что вызывает ухудшение ее вкуса.

Поэтому при перехлорировании требуется последующее удаление избыточных количеств хлора из воды до подачи ее в сеть. Последний процесс называется дехлорированием и осуществляется введением в хлорированную воду веществ, способных связывать избыточный хлор.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Рекомендуемые страницы:

Источник: https://poisk-ru.ru/s10581t3.html

Хлор

Обратно в Витамины и минералы

• Баланс PH
• Пищеварительная система
• Красота и здоровье кожи
• Центр. нервная система

Дневная норма потребления

Мужчины	2300	мг
Мужчины старше 60 лет	2300	мг
Женщины	2300	мг
Женщины старше 60 лет	2300	мг
Беременные (2-я половина)	2300	мг
Кормящие (1-6 мес.)	2300	мг
Кормящие (7-12 мес.)	2300	мг
Младенцы (0-3 мес.)	300	мг
Младенцы (4-6 мес.)	450	мг
Младенцы (7-12 мес.)	550	мг
Дети (1-3 года)	800	мг
Дети (3-7 лет)	1100	мг
Дети (7-11 лет)	1700	мг
Мальчики (11-14 лет)	1900	мг
Девочки (11-14 лет)	1900	мг
Юноши (14-18 лет)	2300	мг
Девушки (14-18 лет)	2300	мг

Хлор — один из важнейших биогенных макроэлементов, содержится во всех живых организмах. В организме взрослого человека содержание хлора составляет 50-60 г. Биологически активной формой хлора являются хлорид-ионы.

Биологическая роль хлорид-ионов

• в связи с тем, что хлорид-ионы способны проникать через мембрану клеток, они вместе с ионами натрия и калия поддерживают осмотическое давление и регулируют водно-солевой обмен
• создают благоприятную среду в желудке для действия протеолитических ферментов желудочного сока
• благодаря наличию в мембранах клеток митохондрий специальных хлорных каналов, хлорид-ионы регулируют объем жидкости, трансэпителиальный транспорт ионов, создают и стабилизируют мембранный потенциал
• участвуют в создании и поддержании рН в клетках и биологических жидкостях организма

Пищевые источники хлорид-ионов

Основным источником хлорид ионов является поваренная соль, используемая при приготовлении пищевых продуктов. Также источниками хлорид ионов хлора являются свекла, бобовые, злаки, фрукты, овощи. Хлор содержится практически во всех пищевых продуктах в пределах от 2 до 160 мг на 100 грамм.

Дефицит хлорид-ионов

Как правило, не наблюдают (обычный рацион содержит избыточное количество хлорид ионов — 7-10 г, до 90% из них — поваренная соль), хотя принципиально возможен. При грудном вскармливании материнское молоко содержится достаточное для ребенка количество хлора (11 ммоль/л хлора).

Причины

• недостаточное поступление с пищей
• неукротимая рвота или диарея
• нарушение работы почек (чрезмерное выведение солей)
• нарушение обмена

Основные проявления

• слабость, сонливость, вялость, анорексия
• выпадение зубов и волос
• дерматиты
• алкалоз
• запоры

Избыток хлорид-ионов

Внимание: молекулярный хлор, а также многие его соединения обладают высокой токсичностью!

Причины избытка хлора

• избыточное поступление
• нарушение обмена

Последствия избытка хлора

• отеки, повышение артериального давления
• головная боль
• диспепсические явления

Суточная потребность в хлоре: 2,3 г 

Обратно в Витамины и минералы

Источник: https://www.moydietolog.ru/hlor