Хлор

хімічний елемент з атомним номером 17

Хлор (Cl) — елемент 7-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією — елемент головної підгрупи VII групи) з атомним номером 17[1].

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
CMNS: Хлор у Вікісховищі
Кварцова ампула із зрідженим під тиском хлором (Cl2) у акриловому кубі

Загальна характеристикаРедагувати

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).

ІсторіяРедагувати

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 назвиРедагувати

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

Поширення в природіРедагувати

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 властивостіРедагувати

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 3,214г/літр, рідкого хлору при t кипіння — 1,557 г/см3, твердого хлору — 1,9 г/см³ (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 властивостіРедагувати

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 сполукамиРедагувати

ЗаміщенняРедагувати

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

ПриєднанняРедагувати

Хлор приєднується по подвійному зв'язку алкенів

CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

ОкисленняРедагувати

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

ОдержанняРедагувати

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 виробництвоРедагувати

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 хлору з гідроксидом натрію не відбувається, що дозволяє отримати окрім хлору чистий гідроксид натрію.

 
Електроліз хлориду натрію мембранним способом

ЗастосуванняРедагувати

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 людинуРедагувати

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. такожРедагувати

ПриміткиРедагувати

  1. Таблиця Менделєєва [Архівовано 17 травня 2008 у Wayback Machine.] на сайті ІЮПАК
  2. Researchers discover heaviest known calcium atom; eight new rare isotopes discovered in total. Phys.org. 12 липня 2018. 
  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.

ЛітератураРедагувати

  • Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968

ПосиланняРедагувати