Хлор

Хлор (Cl)
Атомний номер	17
Зовнішній вигляд простої речовини	Жовто-зелений їдкий газ, отруйний.
Властивості атома
Атомна маса (молярна маса)	35,4527 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома	n/a пм
Енергія іонізації (перший електрон)	1254,9(13,01) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація	[Ne] 3s2 3p5
Хімічні властивості
Ковалентний радіус	99 пм
Радіус іона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Електронегативність (за Полінгом)	3,16
Електродний потенціал	0
Ступені окиснення	7, 5, 3, 1, -1
Термодинамічні властивості
Густина	(при -33,6 °C)1,56 г/см³
Питома теплоємність	(Cl-Cl)0,477 Дж/(K моль)
Теплопровідність	0,009 Вт/(м К)
Температура плавлення	172,2 K
Теплота плавлення	(Cl-Cl)6,41 кДж/моль
Температура кипіння	238,6 K
Теплота випаровування	(Cl-Cl)20,41 кДж/моль
Молярний об'єм	18,7 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки	орторомбічна
Період ґратки	6,240 Å
Відношення c/a	n/a
Температура Дебая	n/a K
Періодична система елементів H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Кварцева ампула із зрідженим під тиском хлором (Cl₂) у акриловому кубі

Хлор (Cl) — елемент 17-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією — елемент головної підгрупи VII групи) з атомним номером 17. Позначається символом Cl (лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. Входить у групу галогенів (спочатку назву «галоген» використовував німецький хімік Швейгер для хлору [дослівно «галоген» перекладається як солерід], але воно не прижилося, і згодом стало загальним для VII групи елементів, у яку входить і хлор).

Проста речовина хлор (CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умовах — отруйний газ жовтувато-зеленого кольору важчий за повітря, з різким запахом. Молекула хлору двоатомна (формула Cl ₂). Використовується в якості дезинфікуючого засобу, особливо у плавальних басейнах.

Історія

Вперше хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком К. Шеєле. Описано його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит:: 4HCl + MnO ₂ = Cl ₂ + MnCl ₂ + 2H ₂O. Шеєле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської води, його здатність взаємодіяти з золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості. Однак Шеєле, відповідно до пануючої тоді в хімії теорії флогістону, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислоту, тобто оксид соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента мурія, однак спроби його виділення залишалися марними аж до часу робіт Деві, якому електролізом вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і хлор. У 1810 р. англійський учений Г. Деві висловив думку, що цей газ є простою речовиною. Через два роки французький хімік і фізик Жозеф-Луї Гей-Люссак дав цьому газу сучасну назву хлор.

Походження назви

Від грецького хлорос (грец. χλωρός) — «зелений».

Поширення в природі

Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04% маси земної кори. У вільному стані в природі він не зустрічається, оскільки в хімічному відношенні хлор дуже активний. Найпоширенішою природною сполукою хлору є хлорид натрію NaCl, величезні кількості якого розчинені у воді морів, океанів і деяких озер. У багатьох місцях хлорид натрію у вигляді мінералу галіту (або кам'яної солі) утворює потужні поклади. Багаті поклади дуже чистої кам'яної солі розташовані в районах м. Соль-Ілецька на південному Уралі і м. Артемівська на Донбасі.

Крім того, дуже поширеними сполуками хлору є хлорид калію KCl і хлорид магнію MgCl₂. Хлорид калію і хлорид натрію утворюють мінерал сільвініт KCl · NaCl, потужні родовища якого розташовані в Україні (міста Калуш і Стебник), а хлорид калію і хлорид магнію утворюють мінерал карналіт KCl · MgCl₂ · 6H₂O, великі поклади якого є на Уралі (м. Солікамськ).

Фізичні властивості

Хлор — важкий газ жовтувато-зеленого кольору з різким, задушливим запахом. При вдиханні дуже подразнює слизову оболонку і викликає гострий кашель, а у великих кількостях — навіть смерть. Під тиском близько 6 атмосфер хлор вже при звичайній температурі скраплюється у жовту важку рідину, яка під нормальним тиском кипить при −34°С, а при −102,4°С замерзає в жовтувату кристалічну масу. Скраплений хлор зберігають і транспортують у стальних балонах.

У воді хлор розчиняється добре. В одному об'ємі води при звичайній температурі розчиняється понад два об'єми хлору. Розчин хлору в воді називають хлорною водою.

Рідкий хлор у кварцові ампулі.

Хімічні властивості

Хлор належить до головної підгрупи сьомої групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Маючи в зовнішньому електронному шарі сім електронів,, його атоми легко віднімають валентні електрони від атомів інших елементів і перетворюються в негативно одновалентні іони Cl^-. Цим самим проявляються його різко виражені окисні властивості. За своїми окисними властивостями хлор поступається лише перед фтором і приблизно рівноцінний кисню. Завдяки великому спорідненню його атомів до електрона, хлор безпосередньо сполучається з усіма металами і більшістю неметалів. Причому з багатьма металами він реагує дуже енергійно з виділенням тепла і світла. Наприклад, якщо в наповнений хлором циліндр внести розтертий в порошок стибій, він спалахує і згоряє, утворюючи густий білий дим трихлориду стибію (сурми) SbCl₃:

• 2Sb + 3Cl₂=2SbCl₃

Попередньо нагріті кальцій, залізо, мідь і інші метали теж енергійно згоряють в атмосфері хлору, утворюючи відповідні хлориди. Наприклад:

• Cu + Cl₂ = CuCl₂

Запалений на повітрі червоний фосфор продовжує енергійно горіти в атмосфері хлору:

• 2Р + 3Cl₂ = 2PCl₃

З воднем хлор теж реагує. Але при звичайній температурі реакція йде дуже повільно, а при нагріванні і під впливом сонячного світла — досить швидко і навіть з вибухом:

• Cl₂+Н₂=2HCl

Реакції з органічними сполуками

Заміщення

При високій температурі хлор може віднімати водень від різних органічних сполук. Запалена свічка продовжує горіти в атмосфері хлору, виділяючи багато копоті, бо з хлором сполучається тільки водень, що входить до складу речовини свічки, а вуглець виділяється у вигляді копоті.

C_nH_2n+2 + (n+1) Cl₂ → n C+ (2n+2) HCl

Алкани реагують з хлором при нагріванні, реакція проходить по радикальному механізму

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + HCl

Ароматичні сполуки реагують по іонному механізму, в присутності каталізаторів (напр. AlCl₃, FeCl₃):

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Кетони хлоруються набагато легше за відповідні алкани

CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + Cl₂ -H⁺→ CH₃-CHCl-CO-CH₂-CH₃ + HCl

CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + 4Cl₂ -OH^-→ CH₃-CCl₂-CO-CCl₂-CH₃ + 4HCl

З метилекетонами реакція йде далі й відбувається розщеплення

CH₃-CO-CH₃ — Cl₂/-OH^-→ CHCl₃

Приєднання

Хлор приєднується по подвійному зв'язку алкенів

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

Окислення

Хлор — сильний окисник і рідко застосовується в цій якості. Він окисляє спирти (до кислот чи кетонів), альдегіди (до кислот).

CH₃-CH₂-OH —Cl₂ / OH^-→ [CH₃-CHO] →CHCl₃

Одержання

У лабораторних умовах хлор звичайно одержують взаємодією хлоридної кислоти HCl з двоокисом марганцю MnO₂ (Це також і перший промисловий метод одержання):

4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2H₂O

$\begin{matrix} Mn^{4+} + 2e = Mn^{2+} \\ \\ Cl^- - e = Cl^- \end{matrix} \Bigg|$ $\begin{matrix} \\ 2 \\ . \end{matrix} \Bigg|$ $\begin{matrix} 1 \\ \\ 2 \end{matrix}$

Також застововують інші окисники:

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Промислове виробництво

У техніці хлор одержують електролізом водного розчину хлориду натрію NaCl. Хлорид натрію у водному розчині дисоціює на іони натрію і хлору:

$NaCl \;\overrightarrow{\leftarrow} Na^+ + Cl^-$

Молекули води також частково дисоціюють:

$H_2O \;\overrightarrow{\leftarrow} H^+ + OH^-$

Таким чином, до катоду притягуються катіони натрію і катіони водню, а до аноду — аніони хлору і аніони гідроксилу. Катіони водню відновлюються легше, ніж катіони натрію, а аніони хлору окиснюються легше, ніж аніони гідроксилу. Тому на катоді виділяється водень, а аноді — хлор. Електродні реакції можна позначити такими рівняннями:

• Катод: 2Н⁺ + 2е = Н₂ ↑
• Анод: 2Cl^- — 2е = Cl₂ ↑

Катіони натрію і аніони гідроксилу весь час нагромаджуються в розчині і утворюють гідроксид натрію NaOH. Він реагує з хлором, що частково розчиняється в воді, утворюючи гіпохлорит та хлорид натрію

NaOH + Cl₂ → NaCl + NaOCl

Розчин NaClO використовують як відбілювач (в Україні виробляється під назвою «Білизна»)

Застосування

У техніці хлор застосовується дуже широко. Значні кількості його використовують для виробництва

• хлоридної кислоти HCl,
• хлорного вапна Ca(OCl)Cl
• Застосування хлору для знезараження (хлорування) питної води в наш час^[Коли?] намагаються обмежити й замінити озонуванням, але на сьогодні воно є основним в більшості країн, в тому числі Україні.
• В металургії хлор застосовують для хлорування руд для одержання цілого ряду кольорових і рідкісних металів — титану, ніобію, танталу і інших — у вигляді їх хлоридів, з яких потім електролізом добувають чисті метали.

Багато хлору споживає хімічна промисловість для одержання різних хлор-органічних сполук, які використовують для боротьби з шкідниками і бур'янами в сільському господарстві, а також для виготовлення різних барвників, синтетичного каучуку, пластмас тощо. Найвідомішими з них є:

• Вінілхлорид та його полімер полівінілхлорид (ПВХ), що застосовується для виробництва віконних профілів
• Хлороформ
• ДДТ (знято з виробництва й заборонено до вживання через токсичність)
• Діоксини

Див. також

• Хлориди

Література

• Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
• Гірничий енциклопедичний словник: в 3 т. / За ред. В. С. Білецького. — Донецьк: Східний видавничий дім, 2001—2004. ISBN 966-7804-19-4
• Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968