Хлор

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] 3s^2 3p^5
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
Інші властовості
Критична точка	н/д
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
Хлор у Вікісховищі

Кварцова ампула із зрідженим під тиском хлором (Cl₂) у акриловому кубі

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

Загальна характеристика

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 Cl₂). Використовується як дезінфікуючий засіб, особливо у плавальних басейнах та у шкільних закладах.

Утворює кисневі кислоти хлору і міжгалогенні сполуки (ClF, ClF₃, BrCl та інші).

Історія

Вперше хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком К. Шеєле (Scheele), який отримав його 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).

Походження назви

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

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 t_кип — 1,557 г/см³, твердого хлору — 1,9 г/см³ (при t -102 °С). t_пл. — -101 °С; t_кип. -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.

Рідкий хлор у кварцовій ампулі.

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.

C_nH_2n+2 + (n+1) Cl₂ → n C+ (2n+2) HCl

Алкани реагують з хлором при нагріванні, реакція проходить по радикальному механізму

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + 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

${\displaystyle {\begin{matrix}Mn^{4+}+2e=Mn^{2+}\\\\Cl^{-}-e=Cl^{-}\end{matrix}}{\Bigg |}}$ ${\displaystyle {\begin{matrix}\\2\\.\end{matrix}}{\Bigg |}}$ ${\displaystyle {\begin{matrix}1\\\\2\end{matrix}}}$

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:

${\displaystyle NaCl\;{\overrightarrow {\leftarrow }}Na^{+}+Cl^{-}}$

Молекули води також частково дисоціюють:

${\displaystyle H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}H^{+}+OH^{-}}$

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

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^[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:

• Вінілхлорид та його полімер полівінілхлорид (ПВХ), що застосовується для виробництва віконних профілів
• Хлороформ
• ДДТ (знято з виробництва й заборонено до вживання через токсичність)
• Діоксини

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.

Див. також

• Хлориди

Примітки

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.

Література

• Глосарій термінів з хімії / укладачі: Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.
• Гірничий енциклопедичний словник : у 3 т / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Східний видавничий дім, 2001—2004.

• Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968

Посилання

• ХЛОР //Фармацевтична енциклопедія