Важнейшие соединения хлора
Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора Общая характеристика подгруппы Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА
P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены. Электронная диаграмма элемента Hal (Hal ≠ F):
Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности: Таблица 2. Валентность
3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления: Таблица 3. Степени окисления элементов
Характеристика химического элемента Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17 Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль) Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17 Строение атома:
Электронная формула: Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7 Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ) Сродство к электрону: 349 (кДж/моль) Электроотрицательность по Полингу: 3,20
Характеристика простого вещества Тип связи: ковалентная неполярная Молекула двухатомная Изотопы: 35Cl (75,78 %) и 37Cl(24,22 %) Тип кристаллической решетки: молекулярная
Термодинамические параметры Таблица 4
Физические свойства Таблица 5
Химические свойства Водный раствор хлора в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода») 1 стадия: Cl2 + H2O = HCl + HOCl 2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃ Хлор сильный окислитель: 1. Взаимодействие с простыми веществами a) с водородом: Cl2 + H2 = 2HCl б) с металлами: Cl2 + 2Na = 2NaCl 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3 в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами: 3Cl2 + 2P = 2PCl3 Cl2 + S = SCl2 С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует! 2. Взаимодействие со сложными веществами а) с водой: см. выше б) с кислотами: не реагирует! в) с растворами щелочей: на холоду: Cl2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H2O при нагревании: 3Cl2+ 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O д) со многими органическими веществами: Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl
Важнейшие соединения хлора Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) — бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже и кубической. Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы: HClг + H2Oж = H3O+ж + Cl−ж Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли — хлориды: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑ FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства: MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2): 4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑ Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди: 2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑ Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами: 4 H3O+ + 3 Cl− + NO3− = NOCl + Cl2 + 6 H2O Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению: 3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение): R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3 R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3 Оксиды хлора — неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: ClхOу. Таблица 6
Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты — соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом. В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается: При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты: Быстро реагирует со щелочами: Cl2O + 2NaOH(разб.) = 2NaClO + H2O Диоксид хлора - кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются: Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается: Диоксид хлора — оксид хлора (IV), соединение хлора и кислорода, формула: ClO2. В нормальных условиях ClO2 — газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости. Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются: Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается: Проявляет окислительно-восстановительные свойства. 2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCl + 4H2O ClO2 + 2NaOHхол. = NaClO2 + NaClO3 + H2O ClO2 + O3 = ClO3 + O2 ClO2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы. Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах. В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO−: Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор: HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H2O Хлористая кислота — HClO2, одноосновная кислота средней силы. Хлористая кислота НClO2 в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается: Нейтрализуется щелочами. HClO2 + NaOH(разб. хол.) = NaClO2 + H2O Ангидрид этой кислоты неизвестен. Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов, образующихся в результате взаимодействия ClO2 со щёлочью: Проявляет окислительно – восстановительные свойства. 5HClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O Хлорноватая кислота — HClO3, сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается: Хлорноватая кислота — сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO3 легко восстанавливается до соляной кислоты: HClO3 + 5HCl(конц.) = 3Cl2 + 3H2O HClO3 + NaOH(разб.) = NaClO3 + H2O При пропускании смеси SO2 и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора: В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага. 8. Нахождение в природе: В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.
Таблица 7. Нахождение в природе
Таблица 7. Минеральные формы
Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов. Получение Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой: Метод Шееле Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой: Метод Дикона Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Электрохимические методы Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой: Применение · Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров · Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия) · В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука. · Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). · Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген. · Для обеззараживания воды - «хлорирования». · В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925. · В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений. · В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия. · Как индикатор солнечных нейтринов в хлор-аргонных детекторах. Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.
Популярное: Почему люди поддаются рекламе?: Только не надо искать ответы в качестве или количестве рекламы... Как вы ведете себя при стрессе?: Вы можете самостоятельно управлять стрессом! Каждый из нас имеет право и возможность уменьшить его воздействие на нас... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (8593)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |