Хлор

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
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 7-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією — елемент головної підгрупи VII групи) з атомним номером 17[1].

Загальна характеристика[ред.ред. код]

Позначається символом Cl (лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. У природі існує два стабільних ізотопи: 35Cl i 37Cl. 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[2]).

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 та у шкільних закладах.

Утворює кисневі кислоти хлору і міжгалогенні сполуки (ClF, ClF3, BrCl та інш.).

Історія[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

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

Поширення в природі[ред.ред. код]

Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04% маси земної кори (Сер. вміст X. в земній корі 10-4% (мас.).). У вільному стані в природі він не зустрічається, оскільки в хімічному відношенні хлор дуже активний. Найважливіші мінерали хлору: галіт, сильвін, бішофіт, карналіт, хлорапатит, содаліт. 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 сильвініт 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[ред.ред. код]

Хлор — важкий газ жовтувато-зеленого кольору з різким, задушливим запахом, неметал. При вдиханні дуже подразнює слизову оболонку і викликає гострий кашель, а у великих кількостях — навіть смерть.

Густина газоподібного X. за нормальних умов 3,214, рідкого X. при t кипіння – 1,557, твердого X. – 1,9 (при t –102оС). tпл. – 101 оС; tкип. – 34,6 оС.

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[ред.ред. код]

Хімічно дуже активний. Окиснювач. Утворює сполуки майже з усіма хім. елементами. Хлор 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:

  • Cl22=2HCl

Реакції з органічними сполуками[ред.ред. код]

Заміщення[ред.ред. код]

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.

CnH2n+2 + (n+1) Cl2 → n C+ (2n+2) HCl

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

CH3-CH3 + Cl2 → C2H6-xClx + 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[ред.ред. код]

Хлор приєднується по подвійному зв'язку алкенів

CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

Окислення[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

У техніці хлор застосовується дуже широко. Використовують у виробництві хлорорганічних сполук (напр., вінілхлориду, хлоропренового каучуку, дихлоретану та ін.), барвників, лікарських та інших речовин, для вибілювання тканини, паперу, дезинфекції тощо.

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:

Дія на людину[ред.ред. код]

Отруйний. Г.Д.К. в повітрі виробничих приміщень 1мг/м3, в атмосфері населених пунктів одноразова (короткотривала) – 0,1 мг/м3, середньодобова – 0,003 мг/м3.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

  1. Таблиця Менделєєва на сайті ІЮПАК
  2. Петрянов-Соколов І.В. (відп. ред.), станція В.В., Черненко М.Б. (укладачі) Популярна бібліотека хімічних елементів. Книга перша. Водень - паладій. — 3 видавництва. — Москва: Видавництво «Наука», 1983. — С. 238 -247.

Література[ред.ред. код]


  • 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.
  • Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968