Хлор (Cl) — елемент 7-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією — елемент головної підгрупи VII групи) з атомним номером 17Таблиця Менделєєва на сайті ІЮПАК.
Загальна характеристика
Позначається символом Cl (). Хімічно активний неметал. У природі існує два стабільних ізотопи: i . Науковцям вдалось синтезувати нестабільні ізотопи хлору, зокрема, з атомною масою 52.
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 ).
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 Cl2). Вже не використовується як дезінфікуючий засіб у плавальних басейнах, натомість в басейнах використовуються хлорні сполуки накшталт гіпохлорит кальцію, гіпохлорит натрію (товарний чи електролізний), дихлорізоцианутова кислота, трихлорізоцианурова кислота.
Утворює кисневі кислоти хлору і міжгалогенні сполуки (ClF, ClF3, BrCl та інші).
Історія Соляна кислота (HCl) була відома алхімікам. Вперше газуватий хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком К. Шеєле (Scheele) при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
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).
Дослідження виробництва та використання хлору тривають і донині. Граф Клод-Луї Бертолле, французький виробник текстилю, приготував вібілювач, розчиняючи газоподібний (неелектролітичний) хлор у воді. У 1789 році він удосконалив цей відбілювач, додавши хлор до розчину їдкого калію. Цей відбілювач став відомим як «eau de Javelle», отримавши свою назву від хімічного заводу Бертолле в Парижі. У деяких частинах Європи та Канади ця номенклатура досі використовується для позначення гіпохлориту.
Походження назви Від грецького хлорос () — «зелений».
Поширення в природі Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04 % маси земної кори (середній вміст хлору 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).
Ступені окиснення і сполуки
+ Оксигеновмісні сполуки хлору та хлориди Ступінь окиснення хлору −1 +1 +3 +5 +7 Ім'я хлорид гіпохлорит хлорит хлорат перхлорат Формула аніону Cl− ClO− ClO2− ClO3− ClO4− Формула кислоти HCl HClO HClO2 HClO3 HClO4
Електронна будова атома. Збуджений стан атома У основному (незбудженому) стані електронна формула зовнішнього рівня має вигляд: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3d0.
1 неспарений електрон, валентність І, ступінь окиснення -1, +1).
+ Збуджені стани атома Хлору Стан атома Електронна формула зовнішнього рівня Неспарені Валентність Основний 1 I 1-й збуджений 3 III 2-й збуджений 5 V 3-й збуджений 7 VII
Графічні електронні формули зовнішнього рівня Хлору
Основний стан (Валентність I) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 3s 3p 3d
1-й збуджений стан (Валентність III) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 3s 3p 3d
2-й збуджений стан (Валентність V) ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 3s 3p 3d
3-й збуджений стан (Валентність VII) ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 3s 3p 3d
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 г/літр, рідкого хлору при tкип — 1,557 г/см³, твердого хлору — 1,9 г/см³ (при t -102 °С). tпл. — -101 °С; tкип. -34,6 °С.
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.
Хімічні властивості Хімічно дуже активний. Окиснювач. Утворює сполуки майже з усіма хімічними елементами. Хлор, має 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: Cl2+Н2=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 катода притягуються катіони натрію і катіони водню, а до анода — 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.
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 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: Вінілхлорид та його полімер полівінілхлорид (ПВХ), що застосовується для виробництва віконних профілів Хлороформ ДДТ (знято з виробництва й заборонено до вживання через токсичність) Діоксини
У медицині У медичній практиці використовують сполуки хлору— хлоридну кислоту при захворюваннях шлунка, що супроводжуються зниженням кислотності, хлорне вапно та кальцію гіпохлорит — для дезінфекції приміщень та інструментарію.
Дія на людину Отруйний. Гранично допустима концентрація в повітрі виробничих приміщень 1 мг/м³, в атмосфері населених пунктів одноразова (короткотривала) — 0,1 мг/м³, середньодобова — 0,003 мг/м³.
Симптоми отруєння При отруєнні хлором спостерігається ряд симптомів:
Щоб допомогти постраждалу людину необхідно негайно перемістити з забрудненої зони на свіже чисте повітря, щільно вкрити та дати подихати киснем, парами води чи аерозолем з питною содою (розчин 0,5%) протягом 15 хвилин. Необхідно
промити ніс, рот та відкриті ділянки шкіри водою з милом чи 2% розчином питної соди та дати постраждалому пити воду та тепле молоко з содою.
У вигляді хлорид іонів У нормі рівень хлоридів в крові становить 98–107 ммоль/л. Раціон людини має вирішальне значення для підтримки нормального хлоридного балансу. Основне джерело хлоридів — це сіль, яка присутня в більшості продуктів у прихованій формі.
Біологічна роль хлору для рослин