Хлор где применяется. Хлор очень сильный окислитель. Как был открыт этот элемент

Элемент VII подгруппы Периодической таблицы Д.И.Менделеева. На внешнем уровне - 7 электронов, поэтому при взаимодействии с восстановителями, хлор показывает свои окислительные свойства, притягивая к себе электрон металла.

Физические свойства хлора.

Хлор представляет собой желтый газ. Имеет резкий запах.

Химические свойства хлора.

Свободный хлор очень активен. Он реагирует со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота и благородных газов:

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 + Q .

При взаимодействии с водородом при комнатной температуре реакции практически нет, но как только освещение выступает в качестве внешнего воздействия, возникает цепная реакция, которая нашла свое применение в органической химии.

При нагреве хлор способен вытеснить йод или бром из их кислот:

Cl 2 + 2 HBr = 2 HCl + Br 2 .

С водой хлор реагирует, частично растворяясь в ней. Эту смесь называют хлорной водой.

Реагирует с щелочами:

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O (холод ),

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (нагрев ).

Получение хлора.

1. Электролиз расплава хлорида натрия, который протекает по следующей схеме:

2. Лабораторный способ получения хлора:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

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 Cl 2, однако в таком виде в природе он практически не встречается. Чаще он фигурирует в различных соединениях.

Помимо отличительного оттенка, для хлора характерен сладковато-едкий запах. Он является очень ядовитым веществом, поэтому при попадании в воздух и вдыхании человеком или животным способен в течение нескольких минут привести к их гибели (зависит от концентрации Cl).

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 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 + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Часто для проведения реакций необходимо использовать катализаторы. В этой роли может выступать Н 2 О.

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 О 2 , N, F, С и инертных газов), Cl образует соединения - хлориды.

При реакции с О 2 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.

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, Cl 2 - кислотно-желтая жидкость. Данное агрегатное состояние он способен сохранять до +143 градусов, если давление также продолжает повышаться.

При достижении -32 °С состояние хлора перестает зависеть от давления, и он продолжает оставаться жидким.

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 Cl 2 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 (О 3 ). 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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлор находится в третьем периоде VII группе главной (А) подгруппе Периодической таблицы.

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Элементы-неметаллы, входящие в эту группу, носят общее название галогены. Обозначение - Cl. Порядковый номер - 17. Относительная атомная масса - 35,453 а.е.м.

Электронное строение атома хлора

Атом хлора состоит из положительно заряженного ядра (+17), состоящего из 17 протонов и 18 нейтронов, вокруг которого по 3-м орбитам движутся 17 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома хлора.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

17Cl) 2) 8) 7 ;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

На внешнем энергетическом уровне атома хлора находится семь электронов, все они считаются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять степень окисления +1. Также возможно несколько возбужденных состояний из-за наличия вакантной 3d -орбитали. Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d -орбитали, а после - электроны 3s -подуровня:

Этим объясняется наличие у хлора ещё трех степеней окисления: +3, +5 и +7.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Хлор, вероятно, получали еще алхимики, но его открытие и первое исследование неразрывно связано с именем знаменитого шведского химика Карла Вильгельма Шееле . Шееле открыл пять химических элементов – барий и марганец (совместно с Юханом Ганом), молибден, вольфрам, хлор, а независимо от других химиков (хотя и позже) – еще три: кислород, водород и азот. Это достижение впоследствии не смог повторить ни один химик. При этом Шееле, уже избранный членом Шведской королевской академии наук, был простым аптекарем в Чёпинге, хотя мог занять более почетную и престижную должность. Сам Фридрих II Великий , прусский король, предлагал ему занять пост профессора химии Берлинского университета. Отказываясь от подобных заманчивых предложений, Шееле говорил: «Я не могу есть больше, чем мне нужно, а того, что я зарабатываю здесь в Чёпинге, мне хватает на пропитание».

Многочисленные соединения хлора были известны, конечно, задолго до Шееле. Этот элемент входит в состав многих солей, в том числе и самой известной – поваренной соли. В 1774 Шееле выделил хлор в свободном виде, нагревая черный минерал пиролюзит с концентрированной соляной кислотой: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.

Вначале химики рассматривали хлор не как элемент, а как химическое соединение неизвестного элемента мурия (от латинского muria – рассол) с кислородом. Считалось, что и соляная кислота (ее называли муриевой) содержит химически связанный кислород. Об этом «свидетельствовал», в частности, такой факт: при стоянии раствора хлора на свету из него выделялся кислород, а в растворе оставалась соляная кислота. Однако многочисленные попытки «оторвать» кислород от хлора ни к чему не привели. Так, никому не удалось получить углекислый газ, нагревая хлор с углем (который при высоких температурах «отнимает» кислород от многих содержащих его соединений). В результате подобных опытов, проведенных Гемфри Дэви, Жозеф Луи Гей-Люссаком и Луи Жаком Тенаром, стало ясно, что хлор не содержит кислорода и является простым веществом. К тому же выводу привели и опыты Гей-Люссака, который проанализировал количественное соотношение газов в реакции хлора с водородом.

В 1811 Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» – от греч. «хлорос» – желто-зеленый. Именно такой цвет имеет хлор. Этот же корень – в слове «хлорофилл» (от греч. «хлорос» и «филлон» – лист). Спустя год Гей-Люссак «сократил» название до «хлора». Но до сих пор англичане (и американцы) называют этот элемент «хлорином» (chlorine), тогда как французы – хлором (chlore). Приняли сокращенное название и немцы – «законодатели» химии на протяжении почти всего 19 в. (по-немецки хлор – Chlor). В 1811 немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (от греческих «халс» – соль, и «геннао» – рождаю). Впоследствии этот термин закрепился не только за хлором, но и за всеми его аналогами по седьмой группе – фтором, бромом, иодом, астатом.

Интересна демонстрация горения водорода в атмосфере хлора: иногда во время опыта возникает необычный побочный эффект: раздается гудение. Чаще всего пламя гудит, когда тонкую трубку, по которой подается водород, опускают в заполненный хлором сосуд конической формы; то же справедливо для сферических колб, а вот в цилиндрах пламя обычно не гудит. Это явление назвали «поющим пламенем».

В водном растворе хлор частично и довольно медленно реагирует с водой; при 25° С равновесие: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl устанавливается в течение двух суток. Хлорноватистая кислота на свету разлагается: HClO ® HCl + O. Именно атомарному кислороду приписывают отбеливающий эффект (абсолютно сухой хлор такой способностью не обладает).

Хлор в своих соединениях может проявлять все степени окисления – от –1 до +7. С кислородом хлор образует ряд оксидов, все они в чистом виде нестабильны и взрывоопасны: Cl 2 O – желто-оранжевый газ, ClO 2 – желтый газ (ниже 9,7 о С – яркокрасная жидкость), перхлорат хлора Cl 2 O 4 (ClO–ClO 3 , светло-желтая жидкость), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3 , ярко-красная жидкость), Cl 2 O 7 – бесцветная очень взрывчатая жидкость. При низких температурах получены нестабильные оксиды Cl 2 O 3 и ClO 3 . Оксид ClO 2 производится в промышленном масштабе и используется вместо хлора для отбеливания целлюлозы и обеззараживания питьевой воды и сточных вод. С другими галогенами хлор образует ряд так называемых межгалогенных соединений, например, ClF, ClF 3 , ClF 5 , BrCl, ICl, ICl 3 .

Хлор и его соединения с положительной степенью окисления – сильные окислители. В 1822 немецкий химик Леопольд Гмелин путем окисления хлором получил из желтой кровяной соли красную: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Хлор легко окисляет бромиды и хлориды с выделением в свободном виде брома и иода.

Хлор в разных степенях окисления образует ряд кислот: HCl – хлороводородная (соляная, соли – хлориды), HClO – хлорноватистая (соли – гипохлориты), HClO 2 – хлористая (соли – хлориты), HClO 3 – хлорноватая (соли – хлораты), HClO 4 – хлорная (соли – перхлораты). В чистом виде из кислородных кислот устойчива только хлорная. Из солей кислородных кислот практическое применение имеют гипохлориты, хлорит натрия NaClO 2 – для отбеливания тканей, для изготовления компактных пиротехнических источников кислорода («кислородные свечи»), хлораты калия (бертолетова соль), кальция и магния (для борьбы с вредителями сельского хозяйства, как компоненты пиротехнических составов и взрывчатых веществ, в производстве спичек), перхлораты – компоненты взрывчатых веществ и пиротехнических составов; перхлорат аммония – компонент твердых ракетных топлив.

Хлор реагирует со многими органическими соединениями. Он быстро присоединяется к непредельным соединениям с двойными и тройными углерод-углеродными связями (реакция с ацетиленом идет со взрывом), а на свету – и к бензолу. При определенных условиях хлор может замещать атомы водорода в органических соединениях: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Эта реакция сыграла значительную роль в истории органической химии. В 1840-х французский химик Жан Батист Дюма обнаружил, что при действии хлора на уксусную кислоту с удивительной легкостью идет реакция

СН 3 СООН + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. При избытке хлора образуется трихлоруксусная кислота ССl 3 СООН. Однако многие химики отнеслись к работе Дюма недоверчиво. Ведь согласно общепринятой тогда теории Берцелиуса положительно заряженные атомы водорода не могли заместиться отрицательно заряженными атомами хлора. Этого мнения придерживались в то время многие выдающиеся химики, среди которых были Фридрих Вёлер, Юстус Либих и, конечно, сам Берцелиус.

Чтобы высмеять Дюма, Вёлер передал своему другу Либиху статью от имени некоего Ш.Виндлера (Schwindler – по-немецки мошенник) о новом удачном приложении якобы открытой Дюма реакции. В статье Вёлер с явной издёвкой написал о том, как в уксуснокислом марганце Mn(CH 3 COO) 2 удалось все элементы, в соответствии с их валентностью, заместить на хлор, в результате чего получилось желтое кристаллическое вещество, состоящее из одного только хлора. Далее говорилось, что в Англии, последовательно замещая в органических соединениях все атомы на атомы хлора, обычные ткани превращают в хлорные, и что при этом вещи сохраняют свой внешний вид. В сноске было указано, что лондонские лавки бойко торгуют материалом, состоящим из одного хлора, так как этот материал очень хорош для ночных колпаков и теплых подштанников.

Реакция хлора с органическими соединениями приводит к образованию множества хлорорганических продуктов, среди которых – широко применяющиеся растворители метиленхлорид CH 2 Cl 2 , хлороформ CHCl 3 , четыреххлористый углерод CCl 4 , трихлорэтилен CHCl=CCl 2 , тетрахлорэтилен C 2 Cl 4 . В присутствии влаги хлор обесцвечивает зеленые листья растений, многие красители. Этим пользовались еще в XVIII в. для отбеливания тканей.

Хлор как отравляющий газ.

Получивший хлор Шееле отметил его очень неприятный резкий запах, затруднение дыхания и кашель. Как потом выяснили, человек чувствует запах хлора даже в том случае, если в одном литре воздуха содержится лишь 0,005 мг этого газа, и при этом он уже оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, разрушая клетки слизистой оболочки дыхательных путей и легких. Концентрация 0,012 мг/л переносится с трудом; если же концентрация хлора превышает 0,1 мг/л, он становится опасным для жизни: дыхание учащается, становится судорожным, а затем – все более редким, и уже через 5–25 минут происходит остановка дыхания. Предельно допустимой в воздухе промышленных предприятий считается концентрация 0,001 мг/л, а в воздухе жилых районов – 0,00003 мг/л.

Петербургский академик Товий Егорович Ловиц, повторяя в 1790 опыт Шееле, случайно выпустил значительное количество хлора в воздух. Вдохнув его, он потерял сознание и упал, потом в течение восьми дней страдал от мучительной боли в груди. К счастью, он выздоровел. Чуть не умер, отравившись хлором, и знаменитый английский химик Дэви. Опыты даже с небольшим количеством хлора опасны, так как могут вызвать сильное поражение легких. Рассказывают, что немецкий химик Эгон Виберг одну из своих лекций о хлоре начал словами: «Хлор – ядовитый газ. Если я отравлюсь во время очередной демонстрации, вынесите меня, пожалуйста, на свежий воздух. Но лекцию при этом придется, к сожалению, прервать». Если же выпустить в воздух много хлора, он становится настоящим бедствием. Это испытали на себе во время Первой мировой войны англо-французские войска. Утром 22 апреля 1915 германское командование решило провести первую в истории войн газовую атаку: когда ветер подул в сторону противника, на небольшом шестикилометровом участке фронта в районе бельгийского городка Ипр были одновременно открыты вентили 5730 баллонов, каждый из которых содержал 30 кг жидкого хлора. В течение 5 минут образовалось огромное желто-зеленое облако, которое медленно уходило от немецких окопов в сторону союзников. Английские и французские солдаты оказались полностью беззащитными. Газ проникал через щели во все укрытия, от него не было спасения: ведь противогаз еще не был изобретен. В результате было отравлено 15 тысяч человек, из них 5 тысяч – насмерть. Через месяц, 31 мая немцы повторили газовую атаку на восточном фронте – против русских войск. Это произошло в Польше у города Болимова. На фронте 12 км из 12 тысяч баллонов было выпущено 264 тонны смеси хлора со значительно более ядовитым фосгеном (хлорангидридом угольной кислоты COCl 2). Царское командование знало о том, что произошло при Ипре, и тем не менее русские солдаты не имели никаких средств защиты! В результате газовой атаки потери составили 9146 человек, из них только 108 – в результате ружейного и артиллерийского обстрела, остальные были отравлены. При этом почти сразу же погибло 1183 человека.

Вскоре химики указали, как спасаться от хлора: надо дышать через марлевую повязку, пропитанную раствором тиосульфата натрия (это вещество применяется в фотографии, его часто называют гипосульфитом). Хлор очень быстро реагирует с раствором тиосульфата, окисляя его:

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Конечно, серная кислота тоже не безвредное вещество, но ее разбавленный водный раствор намного менее опасен, чем ядовитый хлор. Поэтому у тиосульфата в те годы появилось еще одно название – «антихлор», но первые тиосульфатные противогазы были мало эффективны.

В 1916 русский химик, будущий академик Николай Дмитриевич Зелинский изобрел действительно эффективный противогаз, в котором ядовитые вещества задерживали слоем активированного угля. Такой уголь с очень развитой поверхностью мог задержать значительно больше хлора, чем пропитанная гипосульфитом марля. К счастью, «хлорные атаки» остались лишь трагическим эпизодом в истории. После мировой войны у хлора остались только мирные профессии.

Применение хлора.

Ежегодно во всем мире получают огромные количества хлора – десятки миллионов тонн. Только в США к концу 20 в. ежегодно путем электролиза получали около 12 млн. тонн хлора (10-е место среди химических производств). Основная его масса (до 50%) расходуется на хлорирование органических соединений – для получения растворителей, синтетического каучука, поливинилхлорида и других пластмасс, хлоропренового каучука, пестицидов, лекарственных средств, многих других нужных и полезных продуктов. Остальное потребляется для синтеза неорганических хлоридов, в целлюлозно-бумажной промышленности для отбеливания древесной пульпы, для очистки воды. В сравнительно небольших количествах хлор используют в металлургической промышленности. С его помощью получают очень чистые металлы – титан, олово, тантал, ниобий. Сжиганием водорода в хлоре получают хлороводород, а из него – соляную кислоту. Хлор применяют также для производства отбеливающих веществ (гипохлоритов, хлорной извести) и обеззараживания воды хлорированием.

Илья Леенсон

• Обозначение - Cl (Chlorum);
• Период - III;
• Группа - 17 (VIIa);
• Атомная масса - 35,4527;
• Атомный номер - 17;
• Радиус атома = 99 пм;
• Ковалентный радиус = 102±4 пм;
• Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• t плавления = 100,95°C;
• t кипения = -34,55°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 3,16/-;
• Степень окисления: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Плотность (н. у.) = 3,21 г/см 3 ;
• Молярный объем = 18,7 см 3 /моль.

Хлор в чистом виде впервые выделил шведский ученый Карл Шееле в 1774 году. Своё нынешнее название элемент получил в 1811 году, когда Г.Дэви предложил название "хлорин", которое вскоре было сокращено до "хлор" с легкой руки Ж. Гей-Люссака. Немецкий ученый Иоганн Швейгер предложил для хлора название "галоген", но этим термином было решено назвать всю группу элементов, в которую входит и хлор.

Хлор является самым распространенным галогеном в земной коре - на долю хлора приходится 0,025% всей массы атомов земной коры. По причине своей высокой активности хлор не встречается в природе в свободном виде, а только в составе соединений, при этом хлору "по барабану" с каким элементом вступать в реакцию, современной науке известны соединения хлора практически со всей таблицей Менделеева.

Основная масса хлора на Земле содержится в соленой воде Мирового океана (содержание 19 г/л). Из минералов больше всего хлора содержится в галите, сильвине, сильвините, бишофите, карналлите, каините.

Хлор играет важную роль в деятельности нервных клеток, а также в регуляции осмотических процессов, происходящих в организме человека и животных. Также хлор входит в состав зеленого вещества растений - хлорофилла.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:

• 35 Cl - 75,5%
• 37 Cl - 24,5%

Рис. Строение атома хлора .

Электронная конфигурация атома хлора - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 5 электронов, находящихся на внешнем 3p-уровне + 2 электрона 3s уровня (всего 7 электронов), поэтому в соединениях хлор может принимать степени окисления от +7 до -1. Как уже было сказано выше, хлор является химически активным галогеном.

Физические свойства хлора:

• при н.у. хлор является ядовитым газом желто-зеленого цвета с резким запахом;
• хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха;
• при н.у. в 1 л воды растворяется 2,5 объема хлора - этот раствор называется хлорная вода .

Химические свойства хлора

Взаимодействие хлора с простыми веществами (Cl выступает в роли сильного окислителя):

• с водородом (реакция протекает только при наличии света): Cl 2 +H 2 = 2HCl
• с металлами с образованием хлоридов: Cl 2 0 +2Na 0 = 2Na +1 Cl -1 3Cl 2 0 +2Fe 0 = 2Fe +3 Cl 3 -1
• с неметаллами, менее электроотрицательными, чем хлор: Cl 2 0 +S 0 = S +2 Cl 2 -1 3Cl 2 0 +2P 0 = 2P +3 Cl 3 -1
• с азотом и кислородом хлор не реагирует непосредственно.

Взаимодействие хлора со сложными веществами :

Одной из самых известных реакций хлора со сложными веществами есть взаимодействие хлора с водой - кто живет в большом городе, наверняка, периодически сталкивается с ситуацией, когда, открыв кран с водой, ощущает стойкий запах хлора, после чего многие сетуют, дескать, опять воду хлорировали. Хлорирование воды является одним из основных способов ее обеззараживания от нежелательных микроорганизмов, небезопасных для здоровья человека. Почему так происходит? Разберем реакцию хлора с водой, которая протекает в два этапа:

• На первом этапе происходит образование двух кислот: соляной и хлорноватистой: Cl 2 0 +H 2 O ↔ HCl -1 +HCl +1 O
• На втором этапе хлорноватистая кислота разлагается с выделением атомарного кислорода, который окисляет воду (убивая микроорганизмы) + подвергает отбеливающему действию ткани, окрашенные органическими красителями, если их опустить в хлорную воду: HClO = HCl+[O] - реакция идет на свету

С кислотами хлор не взаимодействует.

Взаимодействие хлора с основаниями :

• на холоде: Cl 2 0 +2NaOH = NaCl -1 +NaCl +1 O+H 2 O
• при нагревании: 3Cl 2 0 +6KOH = 5KCl -1 +KCl +5 O 3 +3H 2 O
• с бромидами металлов: Cl 3 +2KBr = 2KCl+Br 2 ↓
• с йодидами металлов: Cl 2 +2KI = 2KCl+I 2 ↓
• с фторидами металлов хлор не реагирует, по причине их более высокой окислительной способности, нежели у хлора.

Хлор "охотно" вступает в реакции с органическими веществами:

Cl 2 +CH 4 → CH 3 Cl+HCl Cl 2 +C 6 H 6 → C 6 H 5 Cl+HCl

В результате первой реакции с метаном, которая протекает на свету, образуется хлористый метил и соляная кислота. В результате второй реакции с бензолом, которая протекает в присутствии катализатора (AlCl 3), образуется хлорбензол и соляная кислота.

• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод электронного баланса) .
• Уравнения окислительно-восстановительных реакций хлора (метод полуреакций) .

Получение и применение хлора

Промышленным способом хлор получают электролизом водного раствора (хлор выделяется на аноде; на катоде - водород) или расплава хлорида натрия (хлор выделяется на аноде; на катоде - натрий):

2NaCl+2H 2 O → Cl 2 +H 2 +2NaOH 2NaCl → Cl 2 +2Na

В лаборатории хлор получают действием концентрированной HCl на различные окислители при нагревании. В роли окислителей могут выступать оксид марганца, перманганат калия, бертолетова соль:

4HCl -1 +Mn +4 O 2 = Mn +2 Cl 2 +Cl 2 0 +2H 2 O 2KMn +7 O 4 +16HCl -1 = 2KCl+2Mn +2 Cl 2 +5Cl 2 0 +8H 2 O KCl +5 O 3 +6HCl -1 = KCl+3Cl 2 0 +3H 2 O

Применение хлора:

• отбеливание тканей и бумаги;
• обеззараживание воды;
• производство пластмасс;
• производство хлорной извести, хлороформа, ядохимикатов, моющих средств, каучуков;
• синтез хлороводорода в производстве соляной кислоты.