Відмінності між версіями «Хлор»

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку
[перевірена версія][перевірена версія]
(Одержання)
(оформлення)
Рядок 3: Рядок 3:
 
[[Файл:Chlorine liquid in an ampoule.jpg|міні|праворуч|200пкс|[[Кварц]]ова [[ампула]] із зрідженим під тиском хлором (Cl<sub>2</sub>) у [[акрил]]овому [[куб]]і]]
 
[[Файл:Chlorine liquid in an ampoule.jpg|міні|праворуч|200пкс|[[Кварц]]ова [[ампула]] із зрідженим під тиском хлором (Cl<sub>2</sub>) у [[акрил]]овому [[куб]]і]]
   
'''Хлор''' ('''Cl''')&nbsp;— [[Хімічний елемент|елемент]] 17-ї групи [[Періодична система елементів|періодичної таблиці хімічних елементів]] (за [[Коротка форма періодичної системи елементів|застарілою класифікацією]]&nbsp;— елемент головної підгрупи VII групи) з [[атомний номер|атомним номером]] 17<ref> [http://www.iupac.org/reports/periodic_table Таблиця Менделєєва] на сайті [[ІЮПАК]] </ref>.
+
'''Хлор''' ('''Cl''')&nbsp;— [[Хімічний елемент|елемент]] 17-ї групи [[Періодична система хімічних елементів|періодичної таблиці хімічних елементів]] (за [[Коротка форма періодичної системи елементів|застарілою класифікацією]]&nbsp;— елемент головної підгрупи VII групи) з [[атомний номер|атомним номером]] 17<ref> [http://www.iupac.org/reports/periodic_table Таблиця Менделєєва] на сайті [[ІЮПАК]] </ref>.
   
 
== Загальна характеристика ==
 
== Загальна характеристика ==
Рядок 18: Рядок 18:
   
 
Вперше хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком [[Карл Вільгельм Шеєле|К. Шеєле]] (Scheele), який отримав його при взаємодії [[піролюзит]]у з [[Соляна кислота|соляною кислотою]]:
 
Вперше хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком [[Карл Вільгельм Шеєле|К. Шеєле]] (Scheele), який отримав його при взаємодії [[піролюзит]]у з [[Соляна кислота|соляною кислотою]]:
: 4HCl + MnO <sub>2</sub> = Cl <sub>2</sub> + MnCl <sub>2</sub> + 2H <sub>2</sub>O. Шеєле відзначив запах хлору, схожий із запахом [[Царська вода|царської води]], його здатність взаємодіяти з [[золото]]м і [[кіновар]]'ю, а також його відбілюючі властивості та токсичність для комах. Однак Шеєле, відповідно до пануючої тоді в [[Хімія|хімії]] теорії [[флогістон]]у, припустив, що хлор є дефлогістованою [[Соляна кислота|соляною кислотою]], тобто оксидом соляної кислоти. [[Клод Бертолле|Бертолле]] та [[Лавуазьє Антуан Лоран|Лавуазьє]] припустили, що хлор є оксидом [[елемент]]а ''мурія'', але спроби відновити його вугіллям проведені [[ Жозеф-Луї Гей-Люссак]]ом закономірно залишалися марними. У 1810&nbsp;р. англійський учений [[Гемфрі Деві|Г.&nbsp;Деві]] зміг [[електроліз]]ом розкласти [[Хлорид натрію|кухонну сіль]] на [[натрій]] і хлор та довів, що цей газ є простою речовиною, а не оксидом. В своїй доповіді перед Королівським Товариством він назвав новий елемент хлор від грецького χλωρος (жовто-зелений).
+
: 4HCl + MnO <sub>2</sub> = Cl <sub>2</sub> + MnCl <sub>2</sub> + 2H <sub>2</sub>O. Шеєле відзначив запах хлору, схожий із запахом [[Царська вода|царської води]], його здатність взаємодіяти з [[золото]]м і [[кіновар]]'ю, а також його відбілюючі властивості та токсичність для комах. Однак Шеєле, відповідно до пануючої тоді в [[Хімія|хімії]] теорії [[флогістон]]у, припустив, що хлор є дефлогістованою [[Соляна кислота|соляною кислотою]], тобто оксидом соляної кислоти. [[Клод Бертолле|Бертолле]] та [[Антуан Лоран Лавуазьє|Лавуазьє]] припустили, що хлор є оксидом [[елемент]]а ''мурія'', але спроби відновити його вугіллям проведені [[Жозеф-Луї Гей-Люссак]]ом закономірно залишалися марними. У 1810&nbsp;р. англійський учений [[Гемфрі Деві|Г.&nbsp;Деві]] зміг [[електроліз]]ом розкласти [[Хлорид натрію|кухонну сіль]] на [[натрій]] і хлор та довів, що цей газ є простою речовиною, а не оксидом. В своїй доповіді перед Королівським Товариством він назвав новий елемент хлор від грецького χλωρος (жовто-зелений).
   
 
== Походження назви ==
 
== Походження назви ==
Рядок 24: Рядок 24:
   
 
== Поширення в природі ==
 
== Поширення в природі ==
Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04&nbsp;% маси земної кори (Сер. вміст X. в земній корі 10<sup>−4</sup>% (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 [[галіт]]у (або кам'яної солі) утворює потужні поклади. Багаті поклади дуже чистої кам'яної солі розташовані в районах м. [[Соль-Ілецька]] на південному [[Урал]]і і м. [[Артемівськ]]а на [[Донбас]]і.
+
Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04&nbsp;% маси земної кори (Сер. вміст X. в земній корі 10<sup>−4</sup>% (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 [[галіт]]у (або кам'яної солі) утворює потужні поклади. Багаті поклади дуже чистої кам'яної солі розташовані в районах м. [[Соль-Ілецька]] на південному [[Урал]]і і м. [[Бахмут]]а [[Донецький край|на Донбасі]].
   
 
Крім того, дуже поширеними сполуками хлору є [[хлорид калію]] KCl і [[хлорид магнію]] MgCl<sub>2</sub>. 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 · MgCl<sub>2</sub> · 6H<sub>2</sub>O, великі поклади якого є на Уралі (м. [[Солікамськ]]).
 
Крім того, дуже поширеними сполуками хлору є [[хлорид калію]] KCl і [[хлорид магнію]] MgCl<sub>2</sub>. 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 · MgCl<sub>2</sub> · 6H<sub>2</sub>O, великі поклади якого є на Уралі (м. [[Солікамськ]]).

Версія за 23:45, 20 вересня 2018

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
Молярна теплоємність (Cl-Cl)0,477 Дж/(К·моль)
Теплопровідність 0,009 Вт/(м·К)
Температура плавлення 172,2 К
Теплота плавлення (Cl-Cl)6,41 кДж/моль
Температура кипіння 238,6 К
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 с/а n/a
Температура Дебая n/a К
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 Nh Fl Mc Lv Ts Og
* 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
Хлор у Вікісховищі?
Кварцова 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[1].

Загальна характеристика

Позначається символом Cl (лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. У природі існує два стабільних ізотопи: 35Cl i 37Cl. Науковцям вдалось синтезувати нестабільні ізотопи хлору, зокрема, з атомною масою 52[2][3].

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[4]).

Проста речовина хлор (CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умов — отруйний газ жовтувато-зеленого кольору важчий за повітря, з різким запахом. Молекула хлору двоатомна (формула Cl 2). Використовується як дезінфікуючий засіб, особливо у плавальних басейнах та у шкільних закладах.

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

Історія

Вперше хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком К. Шеєле (Scheele), який отримав його при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою:

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 та токсичність для комах. Однак Шеєле, відповідно до пануючої тоді в хімії теорії флогістону, припустив, що хлор є дефлогістованою соляною кислотою, тобто оксидом соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента мурія, але спроби відновити його вугіллям проведені Жозеф-Луї Гей-Люссаком закономірно залишалися марними. У 1810 р. англійський учений Г. Деві зміг електролізом розкласти кухонну сіль на натрій і хлор та довів, що цей газ є простою речовиною, а не оксидом. В своїй доповіді перед Королівським Товариством він назвав новий елемент хлор від грецького χλωρος (жовто-зелений).

Походження назви

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

Поширення в природі

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. Бахмута 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

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

Під тиском близько 6 атмосфер хлор уже 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 кварцовій ампулі.

Хімічні властивості

Хімічно дуже активний. Окиснювач. Утворює сполуки майже з усіма хімічними 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

Заміщення

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

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

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


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:

Молекули води також частково дисоціюють:

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») Якщо проводити гідроліз в апараті де катодний та анодний простір розділені напівпроникною мембраною то реакції хлонру з гідроксидом натрію не відбувається, що дозволяє отримати окрім хлору чистий гідроксид натрію.

Електроліз хлориду натрію мембранним способом

Застосування

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, дезінфекції 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 хлорорганічних 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

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

Див. також

Примітки

  1. Таблиця Менделєєва на сайті ІЮПАК
  2. Researchers discover heaviest known calcium atom; eight new rare isotopes discovered in total. Phys.org. 2018-07-12. 
  3. O. B. Tarasov et al, Discovery of Ca60 and Implications For the Stability of Ca70, Physical Review Letters (2018). DOI: 10.1103/PhysRevLett.121.022501
  4. 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

Посилання