Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [10Ne ]3s2Зр5, характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl-1 . Шкала степеней окисления хлора:

+7 – Cl2O7 , ClO4 ,HClO4 , KClO4

+5  —  ClO3 , HClO3 ,KClO3

+ 1 – Cl2O , ClO , HClO , NaClO , Ca(ClO)2

0 –  Cl2

— 1 – Cl , HCl, KCl , PCl5

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С12 . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl2 неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Cl2+H2 ⇌HCl

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Cl20+H2O ⇌HClIO+HCl-I

Cl2+2NaOH(хол) = NaClO+NaCl+H2O

3Cl2+6NaOH(гор)=NaClO3+5NaCl+H2O

Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О0, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl2 + 2Nа = 2NаСl2

ЗСl2 + 2Fе→2FеСl(200 °С)

Сl2 +Se=SeCl4

Сl2 + РЬ→PbCl(300 °С)

5Cl2+2P→2PCl5  (90 °С)

2Cl2+Si→SiCl4 (340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl2 + 2КВг(Р) = 2КСl + Вr2(кипячение)

б) Сl2 (нед.) + 2КI(р) = 2КСl + I2

ЗСl (изб.) + 3Н2O+ КI = 6НСl + КIO3 (80 °С)

   Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

  Получение хлора в промышленности:

2NаСl (расплав)→ 2Nа + Сl2 (электролиз)

2NaCl+ 2Н2O→Н2↑ + Сl2 + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории:

4НСl (конц.) + МnO2 = Сl2↑ + МnСl2 + 2Н2O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НСl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой, а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет СlI), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет НI). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl — образование белых осадков АgСl и Нg2Сl2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.              Уравнения важнейших реакций:

НСl (разб.) + NаОН (разб.) = NaСl + Н2O

НСl (разб.) + NН3 Н2O = NH4Сl + Н2O

4НСl (конц., гор.) + МO2 = МСl2 + Сl2↑ + 2Н2O (М = Мп, РЬ)

16НСl (конц., гор.) + 2КМnO4(т) = 2МnСl2 + 5Сl2↑+ 8Н2O + 2КСl

14НСl (конц.) + К2Сr2O7(т) = 2СrСl3 + ЗСl2↑ + 7Н2O + 2КСl

6НСl (конц.) + КСlO3(Т) = КСl + ЗСl2↑ + 3Н2O (50-80 °С)

4НСl (конц.) + Са(СlO)2(т) = СаСl2 + 2Сl2↑ + 2Н2O

2НСl (разб.) + М = МСl2 + H2(М = Ре, 2п)

2НСl (разб.) + МСO3 = МСl2 + СO2↑+ Н2O (М = Са, Ва)

НСl (разб.) + АgNO3 = НNO3 + АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н2 в Сl2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NаСl(т) + Н2SO4 (конц.) = NаНSO4 + НСl (50 °С)

2NaСl(т) + Н2SO4 (конц.) = Nа2SO4 + 2НСl↑(120 °С)

Хлориды

      Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl(т) + 2Н2SO4 (конц.) + МnO2(т) = Сl2↑ + МnSO4 + 2Н2O + Na2SO4 (100 °С)

10NаСl(т) + 8Н2SO4 (конц.) + 2КМnO4(т)= 5Сl2↑ + 2МnSO4 + 8Н2О + 5Nа2SO4 + К2SO4 (100°С)

6NaСl(Т) + 7Н2SO4 (конц.) + К2Сr2O7(т) = 3Сl2 + Сr2(SO4)3 + 7Н2O+ ЗNа2SO4 + К2SO4 (100 °С)

2NаСl(т) + 4Н2SO4 (конц.) + РЬO2(т) = Сl2↑ + Рb(НSO4)2 + 2Н2O + 2NaНSO4 (50 °С)

NaСl(разб.) + АgNO3 = NaNО3 + АgСl↓

NaCl(ж)→2Na+Cl2↑  (850°С, электролиз )

2NаСl + 2Н2O→Н2↑ + Сl2↑ + 2NаОН (электролиз )

2NаСl(р,20%)→ Сl2↑+ 2Nа(Нg)  “амальгама”(электролиз ,на Hg-катоде)

         Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и   кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl2. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

       Хлорид кальция СаСl2. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl22О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl2(Т) + 2Н2SO4 (конц.) = Са(НSO4)2 + 2НСl↑ (50 °С)

СаСl2(Т) + Н2SO4 (конц.) = СаSO4↓+ 2НСl↑ (100 °С)

СаСl2 + 2NaОН (конц.) = Са(ОН)2↓+ 2NaCl↑

ЗСаСl2 + 2Nа3РO4 = Са3(РO4)2↓ + 6NaCl

СаСl2 + К2СO3 = СаСО3↓ + 2КСl

СаСl2 + 2NaF = СаF2↓+ 2NаСl

СаСl2(ж) → Са + Сl2 (электролиз ,800°С)

Получение:

СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СO3↑ + Н2O

       Хлорид алюминия АlСl3. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl3 (треугольное строение,sр2гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl2Сl6 (точнее, Сl2АlСl2АlСl2, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.

    Качественная реакция на ион Аl3+ — образование осадка АlРO4, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl3 .2O →АlСl(ОН)2    (100-200°С, —HCl,H2O)→Аl2O3(250-450°С, -HCl,H2O)

АlСl3(т) + 2Н2O(влага) = АlСl(ОН)2(т) + 2НСl (белый «дым»)

АlCl3 + ЗNаОН (разб.) = Аl(OН)3 (аморф. )↓ + ЗNаСl

АlСl3 + 4NаОН (конц.) = Nа[Аl(ОН)4] + ЗNаСl

АlСl3 + 3(NН3.Н2O)(конц.) = Аl(ОН)3(аморф.) + ЗNН4Сl

АlCl3 + 3(NН3 • Н2O)(конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН4Сl + Н2O     (100°С)

2Аl3+ + 3Н2O + ЗСО2-3 = 2Аl(ОН)3↓ + ЗСO2↑        (80°С)

2Аl3+ =6Н2O+ 3S2- = 2Аl(ОН)3↓+ 3Н2S↑

Аl3+ + 2НРО42- — АlРO4↓ + Н2РO4

2АlСl3→2Аl + 3Сl2(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)

       Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Аl2O3 + 3С(кокс) + 3Сl2 = 2АlСl3 + 3СО (900 °С)

    Хлорид железа(II) FеСl2. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе2Сl4. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе2О3, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl2 • 4Н2O = FеСl2 + 4Н2O          (220 °С, в атм. N2)

FеСl2 (конц.) + Н2O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl2(т) + Н2SO4 (конц.) = FеSO4 + 2НСl↑ (кипячение)

FеСl2(т) + 4HNO3 (конц.) = Fе(NO3)3 + NO2↑ + 2НСl + Н2O

FеСl2 + 2NаОН (разб.) = Fе(ОН)2↓+ 2NaСl (в атм. N2)

FеСl2 + 2(NН3 . Н2O) (конц.) = Fе(ОН)2↓ + 2NН4Cl (80 °С)

FеСl2 + Н2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl2 + O2 (воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl3(t)

2FеСl2(р) + Сl2 (изб.) = 2FеСl3(р)

5Fе2+ + 8Н+ + МnО4 = 5Fе3+ + Мn2+ + 4Н2O

6Fе2+ + 14Н+ + Сr2O72- = 6Fе3+ + 2Сr3+ +7Н2O

2+ + S2-(разб.) = FеS↓

2Fе2+ + Н2O + 2СО32-(разб.) = Fе2СO3(OН)2↓+ СO2

FеСl2 →Fе↓ + Сl2(90°С, в разб.    НСl, электролиз)

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl = FеСl2 + Н2

промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

       Хлорид железа(III) FеСl3. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl3 (треугольное строение, sр2-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе2Сl6 (точнее, Сl2FеСl2FеСl2, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl.2O имеет строение [Fе(Н2O)4Сl2]Сl • 2Н2O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl3 • 6Н2O=[Fе(Н2O)4Сl2]Сl + 2Н2(37 °С)

2(FеСl8 • 6Н2O)=Fе2O3 + 6НСl + 9Н2O (выше 250 °С)

FеСl3 (10%) + 4Н2O = Сl + [Fе(Н2O)4Сl2]+ (желт.)

2FеСl3 (конц.) + 4Н2O =[Fе(Н2O)4Сl2]+ (желт.) + [FеСl4] (бц.)

FеСl3 (разб., конц.) + 2Н2O →FеСl(ОН)2↓ + 2НСl (100 °С)

FеСl3 + 3NaОН (разб.) = FеО(ОН)↓ + Н2O + 3NаСl (50 °С)

FеСl3 + 3(NН3 • Н2O) (конц,, гор.) =FeO(OH)↓+H2O+3NH4Cl

4FеСl3 + 3O2 (воздух) =2Fе2O3 + 3Сl2 (350—500 °С)

2FеСl3(р) + Сu→ 2FеСl2 + СuСl2

          Хлорид аммония NН4Сl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

       Качественная реакция на ион NН4+— выделение NН3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

NH4Cl(т) NH3(г)+HCl(г)  (выше337,8 °С)

4Сl + NаОН (насыщ.) = NаСl + NН3↑+ Н2O (100 °С)

2NН4Сl(Т) + Са(ОН)2(т) = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2O     (200°С)

2NН4Сl (конц.) +Mg= Н2 ↑ + МgСl2 + 2NН3↑            (80°С)

2NН4Сl (конц., гор.) + Мg(ОН)2 = MgСl2 + 2NН3↑ + 2Н2O

NH+ (насыщ.) + NO2 (насыщ.) =N2↑ + 2Н2O        (100°С)

4Сl + КNO3 = N2O + 2Н2O + КСl (230-300 °С)

Получение: взаимодействие NH3 с НСl в газовой фазе или NН3 Н2О с НСl в растворе.

     Гипохлорит кальция Са(СlО)2. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl2 и Са(ОН)2. Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO)2 = СаСl2 + O2 (180 °С)

Са(СlO)2(т) + 4НСl (конц.) = СаСl + 2Сl2↑ + 2Н2O (80 °С)

Са(СlO)2 + Н2O + СO2 = СаСО3↓ + 2НСlO  (на холоду)

Са(СlO)2 + 2Н2O2 (разб.) = СаСl2 + 2Н2O + 2O2

Получение:

2Са(ОН)2 (суспензия) + 2Сl2(г) = Са(СlO)2 + СаСl2 + 2Н2O

      Хлорат калия КСlO3. Соль хлорноватой кислоты НСlO3, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO3 = ЗКСlO4 + КСl (400 °С)

2КСlO3 = 2КСl + 3O2 (150-300 °С, кат. МпO2)

КСlO3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl2↑ + ЗН2O (50-80 °С)

3КСlO3(Т) + 2Н2SO4 (конц., гор.) = 2СlO2 + КСlO4 + Н2O + 2КНSO4

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO2(Г) = Сl2 + 2O2)

2КСlO3 + Е2(изб.) = 2КЕO3 + Сl2(в разб. НNO3, Е = Вr, I)

KClO3 +H2O→H2 +KClO4 (Электролиз)

     Получение КСlO3в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO3 выделяется на аноде):

КСl + 3Н2O →Н2↑+ КСlO3 (40—60 °С,Электролиз)

     Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

КI).

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

2КВr(т) + 2Н2SO4 (КОНЦ., гор,) + МnO2(т) =Вr2↑ + МnSO4 + 2Н2O + К2SO4

5Вr + 6Н+ + ВrО3 = 3Вr2 + 3Н2O

Вr + Аg+ =АgВr↓

2КВr(р) +Сl2(Г)=2КСl + Вг2(р)

КВr + 3Н2O→3Н2↑ + КВrО3 (60-80           °С, электролиз)

 

Получение:

К2СO3 + 2НВr = 2КВr + СO2↑+ Н2O

      Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I2 за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I + 16Н+ + 2МnO4 = 5I2↓ + 2Мn2+ + 8Н2O

6I+ 14Н+ + Сr2O72- =3I2 ↓ + 2Сr3+ + 7Н2O

2I + 2Н+ + Н2O2 (3%) = I2↓+ 2Н2O

2I + 4Н+ + 2NO2 = I2↓ + 2NO↑ + 2Н2O

5I + 6Н+ + IO3 = 3I2 + 3Н2O

I + Аg+ = АgI (желт.)

2КI(р) + Сl2(р) (нед.) =2КСl + I2

КI + 3Н2O + 3Сl2(р) (изб.) = КIO3 + 6НСl       (80°С)

КI(Р) + I2(т)=K[I(I)2])(Р) (кор.)     («йодная вода»)

КI + 3Н2O→ 3Н2↑ + КIO3   (электролиз,50—60  °С)

Получение:

К2СO3 + 2НI = 2 КI + СO2 ↑+ Н2O

 


Комментарии:

   
© 2013 HimEge.ru
Copy Protected by Chetan's WP-Copyprotect.
www.megastock.ru https://passport.webmoney.ru/asp/CertView.asp?wmid=288124375050
Проверить аттестат
Ваши вопросы, предложения и пожелания отправляйте на info@HimEge.ru