Оксид хлора 7 какой. Оксиды хлора. Физические и физико-химические свойства
Оксид хлора (I) Cl 2 O - эндотермическое неустойчивое соед-е можно получить так: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.
При нагревании он разлагается:2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2 , с водой дает хлорноватистую кислоту (имеет килый хар-р): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.
Степень окисления хлора +4. ClO 2 - оксид хлора (IV), эндотермичен с резким запахом, м-ла имеет угловую форму, поэтому она полярна.
Для ClO 2 характерны реакции диспропорционирования: 6ClO 2 + 3H 2 O = 5HClO 3 + HCl,
2ClO 2 + 2KOH = KСlO 2 + KClO 3 + H 2 O. 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H 2 O,
Используется главным образом для отбелки или стерилизации различных материалов. Установлено, что с его помощью можно проводить обесфеноливание сточных вод хим заводов.
Cl 2 O 6 дает реации диспропорционирования: 2ClO 2 +2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2 ,
Cl 2 O 6 + 2 KOH = KClO3 + KClO 4 + H 2 O.
Оксид хлора (VII) Cl 2 O 7 - ангидрид хлорной кислоты HClO 4 (м-л полярна), относительно устойчив, при наревании (выше120 градусов) разлагается со взрывом. 2 HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2HPO 3 ,
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 , 2Cl 2 O 7 = 2Cl 2 + 7O 2 ,
Оксид брома (I) можно получить так: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, при комнатной температуре он
разлагается: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2 .
Оксид брома (IV) 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 – светло-желтое тв в-во, устойчивое только при -40 градусах. Одним из продуктов ее термического разложения в вакууме является коричневая окись брома.
Оксид иода (V)получается при обезвоживании иодноватой кислоты (серной кислотой при нагревании): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, выше 3000 С он разлагается: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2 .
Вопрос № 20. Кислородосодержащие кислоты галогенов типа НХО и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительныеи кислотные св-ва. Хлорная известь. Получение и применение.
Фторноватистая кислота частично образуется при взаимодействии медленного тока фтора под уменьшенным давлением с охлажденной водой. Выделенная лишь в очень малых количествах представляет собой бесцветное в-во с высоким давлением пара, в обычных условиях довольно быстро разлагается на HF и О 2 . М-ла HOF имеет угол = 97 градусов. Является, по-видимому, сильной к-той, но водой быстро гидролизуется, в основном по уравнению: HOF +HOH = HF + H 2 O 2 . Соли ее не получены, но известны в-ва, к-ые можно рассматривать как продукты замещения ее водорода на радикалы металлоидного хар-ра.
Хлорноватистая кислота очень слабая, легко разлагается на свету с выделением атомарного кислорода, который и обуславливает ее очень сильные окислительные свойства.
HClO и гипохлориты можно получить так: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O жавелевая вода, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - хлорная известь Cl 2 O + 2 KOH = 2KClO + H 2 O,
2 HI + HClO = I 2 + HCl + H 2 O. Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.
Хлорноватистая к-та и гипохлориты являются ок-лями. Сравнение стандартных редокс-потенциалов показывает, что хлорноватистая к-та – более сильный окислитель, чем свободный хлор и гипохлориты. Большая окислительная сила к-ты объясняется сильным поляризуемым действием протона на связь хлор – кислород, в р-те чего связь деформируется Þ к-та нестабильное образование по сравнению с гипохлоритами.
Жавелевая вода используется для отбелки тканей, а хлорная известь - для дезинфекции.
М-ла имеет угловое строение угол = 103° d(ОН)=0,97, d(ОCl) = 1.69А°.
Бромноватистая кислота Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, гипобромит калия Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Гипобромит калия легко разлагается:3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 бромат калия.
Иодноватистая кислота: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO,Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:
Последние 2 к-ты не не выделены в индивидуальном состоянии, а соли – гипобромиды и гипоиодиды – вполне стабильны в отсутствие взагисила. В данном ряду сила к-т падает.
Вопрос № 21. Кислородосодержащие к-ты галогенов типа НХО3 и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительные и кислотные св-ва. Получение и применение. Бертолетова соль. Понятие о колебательных р-циях.
Хлорноватая кислота HClO 3 стабильна только в водных растворах - это сильная кислота и энергичный окислитель: Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HClO 3 + BaSO 4 , 6P + 5HClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 HCl,
HClO 3 + NaOH = NaClO 3 + H 2 O (хлорат натрия).
При повышении температуры идет реакция: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, где KClO 3 - соль (хлорат калия), называемая еще в честь ее первооткрывателя французского химика К.Бертолле бертоллетовой солью. Она используется в качестве окислителя в пиротехнике, в производстве спичек, для получения кислорода в лабораторных условиях. При нагревании она разлагается: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4 , а в присутствии катализатора MnO 2 происходит следующее: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2 .
HBrO 3 - бромноваую кислоту (она сущ только в р-ре) можно получить так: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4 .
Интересно отметить, что иод может вытеснять бром из бромата калия 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2
HIO 3 – иодноватая (иодаты) d(IO) = 1.8 А(две связи) и 1,9 (одна связь) и угол OIO = 98°
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl, 3I 2 + 10HNO 3 = 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O,
I 2 + 2HClO 3 = 2HIO 3 + Cl 2 (иод вытесняет хлор), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3
Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:
3 I 2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,
Растворимость и кислотные св-ва кислот уменьшаются, а устойчивость - повышается
Свойства оксидов
Оксиды - это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бываютсолеобразующими и не образующие соли . При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова "основание"), кислотными иамфотерными . Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли. Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.
Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие: K 2 O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).
Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах
1. Взаимодействие с водой: - взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи) CaO+H 2 O = Ca (OH) 2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)
2. Взаимодействие с кислотами: - взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде) CaO+H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 известны всем под названием "гипс").
3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли CaO+CO 2 =CaCO 3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)
Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами. Примерами кислотных окислов могут быть: CO 2 (всем известный углекислый газ), P 2 O 5 - оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора ), SO 3 - триокись серы - это вещество используют для получения серной кислоты .
Химическая реакция с водой CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков. - реакция с щелочами (основаниями): CO 2 +NaOH=Na 2 CO 3 - образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую! - реакция с основными оксидами: CO 2 +MgO=MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".
Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами ) и основаниями (или основными оксидами ). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов . Примером амфотерных оксидов могут быть: ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al 2 O 3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").
Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например: - реакция с кислотным оксидом: ZnO+H 2 CO 3 = ZnCO 3 + H 2 O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде. - реакция с основаниями: ZnO+2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.
Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды . Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO: 2Fe+O 2 =2FeO Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами, Например: Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка 2Zn+O 2 =2ZnO Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа 2C+O 2 =2CO - образование угарного газа. C+O 2 =CO 2 - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ. Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения . Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов : Fe(OH) 2 =FeO+H 2 O 2Al(OH) 3 =Al 2 O 3 +3H 2 O, а также при разложении отдельных кислот: H 2 CO 3 =H 2 O+CO 2 - разложение угольной кислоты H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 - разложение сернистой кислоты Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании, например: CaCO 3 =CaO+CO 2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ. Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO 2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета). Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов - это окислительно-восстановительные реакции , например Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O
Оксиды хлора
Известны следующие оксиды хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Все они, за исключением Cl 2 O 7 , имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO 2 , Cl 2 O 6 . Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями. Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты : Так, Cl 2 O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты. Cl 2 O + H 2 O = 2HClO - Хлорноватистая кислота ClO 2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты: ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот: Cl 2 O 6 + H 2 O = HClO 3 + HClO 4 И, наконец, Cl 2 O 7 - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты: Cl 2 O 7 + H 2 O = HClO 4
Оксиды азота
Азот - газ, который образует 5 различных соединений с кислородом - 5 оксидов азота . А именно: - N 2 O - гемиоксид азота . Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота - это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ. - NO - моноксид азота - бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ. - N 2 O 3 - азотистый ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество - NO 2 - диоксид азота . Другое его название - бурый газ - газ действительно имеет буро-коричневый цвет - N 2 O 5 - азотный ангидрид - синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C
Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO - моноксид азота и NO 2 - диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N 2 O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. Азотистый ангидрид (N 2 O 3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое веществоазотную кислоту . Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота : Реакция с водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 - образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота. Реакция с щелочью: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - образуются две соли: нитрат натрия NaNO 3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты). Реакция с солями: 2NO 2 + Na 2 CO 3 = NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.
Получают диоксид азота (NO 2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом : 2NO + O 2 = 2NO 2
Оксиды железа
Железо образует два оксида : FeO - оксид железа (2-валентный) - порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции: Fe 2 O 3 +CO --> 2FeO+CO 2 Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный). FeO +O 2 --> 2Fe 2 O 3 Оксид железа (3-валентный) - красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид . Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe 3 O 4 . Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает,то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.
(по Полингу)
/см³
Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2 ).
Схема атома хлора
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Распространение в природе
В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каинита KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.
Изотопный состав
В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.
Изотоп | Относительная масса, а.е.м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин |
---|---|---|---|---|
35 Cl | 34.968852721 | Стабилен | — | 3/2 |
36 Cl | 35.9683069 | 301000 лет | β-распад в 36 Ar | 0 |
37 Cl | 36.96590262 | Стабилен | — | 3/2 |
38 Cl | 37.9680106 | 37,2 минуты | β-распад в 38 Ar | 2 |
39 Cl | 38.968009 | 55,6 минуты | β-распад в 39 Ar | 3/2 |
40 Cl | 39.97042 | 1,38 минуты | β-распад в 40 Ar | 2 |
41 Cl | 40.9707 | 34 c | β-распад в 41 Ar | |
42 Cl | 41.9732 | 46,8 c | β-распад в 42 Ar | |
43 Cl | 42.9742 | 3,3 c | β-распад в 43 Ar |
Физические и физико-химические свойства
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
Некоторые физические свойства хлора
Свойство | Значение |
---|---|
Температура кипения | −34 °C |
Температура плавления | −101 °C |
Температура разложения (диссоциации на атомы) |
~1400°С |
Плотность (газ, н.у.) | 3,214 г/л |
Сродство к электрону атома | 3,65 эВ |
Первая энергия ионизации | 12,97 эВ |
Теплоемкость (298 К, газ) | 34,94 (Дж/моль·K) |
Критическая температура | 144 °C |
Критическое давление | 76 атм |
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) | 0 (кДж/моль) |
Стандартная энтропия образования (298 К, газ) | 222,9 (Дж/моль·K) |
Энтальпия плавления | 6,406 (кДж/моль) |
Энтальпия кипения | 20,41 (кДж/моль) |
При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 b=4,50 , c=8,21 . Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную , имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 и c=6,12 .
Растворимость
Растворитель | Растворимость г/100 г |
---|---|
Бензол | Растворим |
Вода (0 °C) | 1,48 |
Вода (20 °C) | 0,96 |
Вода (25 °C) | 0,65 |
Вода (40 °C) | 0,46 |
Вода (60 °C) | 0,38 |
Вода (80 °C) | 0,22 |
Тетрахлорметан (0 °C) | 31,4 |
Тетрахлорметан (19 °C) | 17,61 |
Тетрахлорметан (40 °C) | 11 |
Хлороформ | Хорошо растворим |
TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 | Растворим |
На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода . Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3
Другие свойства
Cl 2 + CO → COCl 2При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует , образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты , либо их соли:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Окислительные свойства хлора
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + SРеакции с органическими веществами
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClПрисоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Хлор способы получения хлора
Промышленные методы
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле , то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой :
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод : 2Cl - — 2е - → Cl 2 0 Катод : 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.
Диафрагменный метод с твердым катодом
Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.
Мембранный метод с твердым катодом
Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.
Ртутный метод с жидким катодом
Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия . В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму .
Лабораторные методы
В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV) , перманганатом калия , дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Хранение хлора
Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот , и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.
Стандарты качества хлора
Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора
Применение
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида , пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы , одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты , игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
- Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
- Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.
- Использовался как боевое отравляющее вещество , а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт , фосген .
- Для обеззараживания воды — «хлорирования ». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов : полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам
мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике . Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na + /K + — АТФ -азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах . Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO 3 - (кислотно-щелочной баланс).
Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.
Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование . Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами , стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла , уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений Баскунчак хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных
— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.
Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор
Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора
- оксид
- раствор
- кислоты
- соединения
- свойства
- определение
- диоксид
- формула
- масса
- активный
- жидкий
- вещество
- применение
- действие
- степень окисления
- гидроксид
Оксид хлора(VII) | |
Dichlorine-heptoxide-3D-balls.png | |
Общие | |
---|---|
Систематическое наименование |
Оксид хлора(VII) |
Хим. формула | Cl 2 O 7 |
Физические свойства | |
Состояние | жидкость |
Молярная масса | 182.901 г/моль |
Термические свойства | |
Т. плав. | −91,5 °C |
Т. кип. | 82 °C |
Т. разл. | 120 °C |
Энтальпия образования | 251,0 кДж/моль |
Классификация | |
Рег. номер CAS | |
PubChem | Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value). |
Рег. номер EINECS | Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value). |
SMILES | |
InChI | |
Кодекс Алиментариус | Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value). |
RTECS | Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value). |
ChemSpider | Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value). |
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного. |
Окси́д хло́ра(VII) (дихлорогептаоксид) Cl 2 O 7 , (хлорный ангидрид ) - кислотный оксид. Высший оксид хлора, в котором он проявляет степень окисления +7.
Молекула Cl 2 O 7 имеет строение О 3 Cl-О-ClO 3 (dCl-О = 0,1709 нм, в группах ClО 3 - 0,1405 нм, угол ClOCl = 118,6°, ОClO 115,2°) c пространственной симметрией C 2 , молекула полярна (μ = 2,40·10 −30 Кл·м).
Свойства
Хлорный ангидрид представляет собой бесцветную маслянистую жидкость. Cl 2 O 7 взрывается при нагревании выше 120 °C и от удара, однако он более устойчив, чем оксид и диоксид хлора. Жидкий Cl 2 О 7 устойчив до 60-70 °C, но примесь низших оксидов хлора существенно ускоряет его распад:
texvc
не найден; См. math/README - справку по настройке.): \mathsf{2Cl_2O_7 \rightarrow 2Cl_2 + 7O_2}
ΔH = 135 кДж/моль
Медленно растворяется в холодной воде, образуя хлорную кислоту :
Невозможно разобрать выражение (Выполняемый файлtexvc
не найден; См. math/README - справку по настройке.): \mathsf{Cl_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HClO_4}
Хлорный ангидрид является сильным окислителем.
Получение
Получают Cl 2 О 7 при осторожном нагревании хлорной кислоты с фосфорным ангидридом или олеумом:
Невозможно разобрать выражение (Выполняемый файлtexvc
не найден; См. math/README - справку по настройке.): \mathsf{2HClO_4 + P_4O_{10} \rightarrow Cl_2O_7 + H_2P_4O_{11}}
Оксид хлора(VII) получают также электролизом раствора НClО 4 на платиновых электродах ниже 0 °C (Cl 2 O 7 накапливается в анодном пространстве). Чистый Cl 2 O 7 можно синтезировать также при нагревании в вакууме некоторых перхлоратов , например, Nb(ClO 4) 5 или МоО 2 (ClO 4) 2 .
Напишите отзыв о статье "Оксид хлора(VII)"
Литература
- Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963
Химическая посуда | Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её. |
Отрывок, характеризующий Оксид хлора(VII)
– Располагайтесь, мадонна! Надеюсь, хотя бы одно из этих блюд удовлетворит ваш утончённый вкус?..Я чувствовала себя настолько жутко, что вдруг, неожиданно для себя, захотела расхохотаться... Разве могла я когда-то себе представить, что в один прекрасный день смогу сидеть за одним столом с человеком, которого больше всего на свете желала уничтожить?!. И почувствовав странную неловкость, постаралась тут же заговорить...
– Что побудило вас пригласить меня сегодня, Ваше святейшество? – осторожно спросила я.
– Ваша приятная компания, – рассмеялся Караффа, и чуть подумав, добавил: – Я хотел побеседовать с вами о некоторых, важных для меня вопросах, мадонна, и предпочёл делать это в более приятной для вас обстановке.
Вошёл слуга, и низко поклонившись Караффе, начал пробовать первые блюда. Как же я в тот момент пожалела, что у меня не было с собою знаменитого Флорентийского травяного яда!.. Он был безболезненным и безвкусным, и определению не поддавался... Срабатывал этот яд только лишь через неделю. Им убивали принцев и королей... И он уж точно успокоил бы навсегда сумасшедшего Папу!!!
Я ни за что и никогда не поверила бы, что смогу так легко размышлять об убийстве... Душа медленно каменела, оставляя внутри только лишь место для правосудия. Я жила, чтобы его уничтожить. И не имело значения, как это сделать. В данном случае любые средства были хороши. Главное было Караффу убить. Чтобы не страдали больше невинные люди, чтобы не ходил по земле этот кровожадный, злой человек.
И поэтому я сидела сейчас с ним рядом, с улыбкой принимая угощения, и светски беседуя на самые разные темы... в то же время напряжённо выискивая хоть какую-нибудь слабинку, которая дала бы мне возможность наконец-то избавиться от его «святого» присутствия...
Ужин подходил к середине, а мы всё ещё светски «обсуждали» какие-то редкие книги, музыку и искусство, будто и не было у него на уме какой-то очень серьёзной цели, по причине которой он пригласил меня в свои покои в такой неподходящий, поздний час.
Казалось, Караффа искренне наслаждался общением, вроде-бы начисто позабыв о своём «особо-важном» разговоре. И надо отдать ему должное – собеседником он был, бесспорно, интереснейшим... если забыть о том, кем он являлся на самом деле... Чтобы заглушить в своей душе нарастающую тревогу, я как можно больше шутила. Караффа весело смеялся моим шуткам, в ответ рассказывая другие. Он был предупредительным и приятным. Но, несмотря на всю его светскую галантность, я чувствовала, что ему тоже надоело притворяться... И хотя выдержка Караффы была по-настоящему безупречной, по лихорадочному блеску его чёрных глаз я понимала – всё наконец-то подходило к развязке... Воздух вокруг нас буквально «трещал» от нарастающего ожидания. Беседа постепенно измельчала, переходя на обмен простыми светскими репликами. И наконец-то Караффа начал... Автор Химическая энциклопедия г.р. Н.С.Зефиров
ХЛОРА ОКСИДЫ . Все ХЛОРА ОКСИДЫ о. имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду, имеют положит. Монооксид [оксид Cl(I), дихлороксид, гемиоксид] Cl 2 О - желто-оранжевый газ со слабым зеленоватым оттенком, в жидком состоянии - красно-коричневый; длина связи Cl - О 0,1700 нм, угол ОСlO 111°,2,60 x 10 -30 Кл x м (табл.); уравение температурной зависимости давления пара lgp (мм рт. ст.) = 7,87 - 1373/Т (173-288 К); растворим в воде с образованием НСЮ, растворимость (г в 100 г Н 2 О при 0 °С): 33,6 (2,66 кПа), 52,4 (6,65 кПа). При 60-100 °С термодинамически распад Cl 2 О завершается за 12-24 ч, выше 110 °С через несколько мин происходит взрыв, освещение ускоряет распад и повышает вероятность взрыва. С хлоридами образует оксихлориды, например, с Т1Cl 4 , ТаCl 5 и AsCl 3 дает соответственно Т1ОCl 2 , ТаОCl 3 и AsO 2 Cl. С NO 2 образует смесь NO 2 Cl и NO 3 Cl, с N 2 O 5 -чистый NO 3 Cl. Фторированием Cl 2 О с помощью AgF 2 можно получить ClOF 3 , а реакцией с AsF 5 или SbF 5 - соли хлорила ClO + 2 MF - 6 . Аналогично реагируют с MF 5 (где М - As и Sb) ClО 2 и Cl 2 О 6 . С насыщ. органическое соединениями Cl 2 О ведет себя как хлорирующий агент, подобный хлору. Получают Сl 2 О пропусканием Cl 2 , разбавленного N 2 , над HgO или реакцией Cl 2 с влажным Na 2 CO 3 .
СВОЙСТВА ОКСИДОВ ХЛОРА
Показатель |
||||||
температура кипения, °С |
||||||
Плотн., г/см 3 |
2,023 (3,5 °С) |
1,805** (25 °С) |
||||
Дж/(моль х К) |
||||||
КДж/моль |
||||||
КДж/моль |
||||||
Дж/(моль х К) |
*Расчетная. **2,38 г/см 3 при -160 °С.
Диоксид ClО 2 - желтый газ, в
жидком состоянии -ярко-красный, в твердом - красновато-желтый; длина связи
С - О 0,1475 нм, угол ОСlO 117 °С; уравение температурной зависимости давления
пара lgp (мм рт. ст.) = 7,7427 -- 1275,1/T (226-312 К); растворимость
в воде 26,1 г/л (25 °С, 20,68 кПа), растворим в ССl 4 , НClО 4 ,
СН 3 СООН. В индивидуальном состоянии взрывоопасен, при 30-50
°С распад идет с измеримой скоростью, выше 50 С после периода индукции
взрывается. В щелочной среде ClО 2 диспропорционирует на
и, в
присут. Н 2 О 2 образуется
и выделяется О 2 . Восстанавливается иодидами, арсенидами, PbO,
H 2 SO 3 , аминами до хлорит-иона. СNO 2 и
N 2 O 5 образует NO 3 Cl, с NOCl -NO 2 Cl.
Фторируется посредством AgF 2 , BrF 3 или разбавленый F 2
до ClO 2 F. Получают СlO 2 действием восстановителей
(SO 2 , NO 2 , метанол, органическое пероксиды) на подкисленный
раствор хлората щелочного металла, при нагревании смеси хлората с влажной щавелевой
кислотой, действием Cl 2 на хлориты. В отличие от остальных ХЛОРА ОКСИДЫ о.
ClО 2 - продукт пром. производства, его используют вместо Cl 2
как экологически более безопасный продукт для отбеливания древесной пульпы,
целлюлозы, синтетич. волокон, для подготовки питьевой и технол. воды, обеззараживания
сточных вод. Раздражает слизистые оболочки, вызывает кашель, рвоту и др.;
ПДК в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м 3 , ЛД 50 140 мг/кг
(крысы, внутрижелудочно).
Перхлорат хлора (цихлоротетраоксид) Cl 2 О 4 ,
или СlOClО 3 - светло-желтая жидкость, в кристаллич. состоянии
почти бесцветен (см. Перхлораты).
Триоксид (дихлорогексаоксид) Cl 2 О 6
- ярко-красная жидкость, в твердом состоянии - оранжевый, при охлаждении
окраска ослабевает. В газе и жидкости молекулы имеют строение О 2 Cl
- О - ClО 3 , в кристаллах -
кристаллы моноклинной сингонии (пространств. группа,
z = 4); давление пара 39,9 Па (0 °С), 133 Па (19 °С). Медленно разлагается
уже при 0-10 °С на ClО 2 и О 2 , выше 20 °С в продуктах
распада появляется Cl 2 ; с водой реагирует со вспышкой, продукты
гидролиза - НClО 3 и НClО 4 . С хлоридами, бромидами,
нитратами образует перхлораты, например с NOCl дает NOClO 4 , с N 2 O 5
- NO 2 ClO 4 , с AlCl 3 -СlO 2 ,
с FeCl 3 - ClO 2 .
При нагревании в вакууме такие комплексы отщепляют Cl 2 О 6
и превращаются в несольватированные перхлораты Al(ClО 4) 3 ,
Fe(ClO 4) 3 . Получают Cl 2 О 6 реакцией
озона с ClО 2 или действием F 2 на хлораты металлов.
Применяют для синтеза безводных перхлоратов в лабораторная условиях.
Оксид Cl(VII) (хлорный ангидрид, дихлорогептаоксид)
Cl 2 О 7 - бесцв. подвижная жидкость, чувствителен к
удару и трению. Молекула имеет строение О 3 Cl - О - ClO 3 ,
длина связи Cl - О 0,1709 нм, в группах ClО 3 - 0,1405 нм, угол
СlOCl 118,6°, ОСlO 115,2°,
2,40 x 10 -30 Кл x м; кристаллы моноклинные (пространств. группа
С 2/с); уравение температурной зависимости давления пара lgp(мм
рт. ст.) = 7,796-1770/Т. Неограниченно растворим в СCl 4 ,
хорошо растворим в НClО 4 , РОCl 3 и т. п. С водой не смешивается,
на границе раздела фаз реагирует с образованием НСlO 4 , реакция
сильно экзотермична
реакции -211 кДж/моль); разогревание слоя Cl 2 О 7 может
привести к взрыву. Распад Cl 2 О 7 в газе на хлор и
кислород идет с измеримой скоростью при 100-120 °С, но при давлении Cl 2 О 7
выше 13,3 кПа приобретает взрывной характер. Жидкий Cl 2 О 7
устойчив до 60-70 °С, примесь низших ХЛОРА ОКСИДЫ о. ускоряет его распад. Для жидкого
Cl 2 О 7 характерны реакции с образованием ковалентных
соединение с группой - ClО 3 . С NH 3 в ССl 4 образует
NH 4 HNClO 3 и NH 4 ClO 4 , с алкиламинами
-соответственно RHNClO 3 и R 2 NClO 3 , с SbF 5
- SbOF 3 и FClO 3 , с N 2 O 5 в ССl 4
NO 2 ClO 4 . Используя Cl 2 О 7 , можно
синтезировать органическое перхлораты из спиртов. Получают Cl 2 О 7
действием Р 2 О 5 или олеума на хлорную кислоту или электролизом
раствора НClО 4 на Pt-электродах ниже 0 °С (Cl 2 О 7
накапливается в анодном пространстве). Чистый Cl 2 О 7
можно получить также при нагревании в вакууме некоторых перхлоратов, например Nb(ClO 4) 5 ,
МоО 2 (СlO 4) 2 .
Известен ряд хлоркислородных свободных
радикалов, полученных в различные низкотемпературных матрицах и исследованных
преимущественно методом ЭПР,- СlО 3 , СlОО, СlСlО, а также малостабильный
сесквиоксид Сl 2 О 3 , распадающийся при -50 - 0 °С и
имеющий, вероятно, структуру хлората хлора СlOСlO 2 . Термически
устойчивый радикал СlO (длина связи Cl - О 0,1569 нм,
4,133 Кл x м,
101,6 кДж/ моль) -промежуточные продукт окисления углеводородов хлорной кислотой
и ХЛОРА ОКСИДЫ о., распада всех ХЛОРА ОКСИДЫ о. и др. хлоркислородных соединений, а также реакции
озона с атомарным хлором в стратосфере.
Литература: Никитин И. В., Химия кислородных соединений галогенов, М., 1986.
В.Я.Росоловский.
Химическая энциклопедия. Том 5 >>