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.
19 августа 2012Оксидами или окислами называют соединения различных элементов с кислородом. Почти все элементы образуют такие соединения. Хлор, как и другие галогены, характеризуется в таких соединениях положительной степенью окисления. Все оксиды хлора являются чрезвычайно неустойчивыми веществами, что характерно для окислов всех галогенов. Известно четыре вещества, в молекулах которых содержатся хлор и кислород.
- Газообразное соединение от желтого до красноватого цвета с характерным запахом (напоминает запах газа Cl2) — оксид хлора (I). Формула химическая Cl2O. Температура плавления минус 116 °C, температура кипения плюс 2 °C. При нормальных условиях его плотность равняется 3,22 кг/м³.
- Желтый или желто-оранжевый газ с характерным запахом — оксид хлора (IV). Формула химическая ClO2. Температура плавления минус 59 °C, температура кипения плюс 11 °C.
- Красно-коричневая жидкость — оксид хлора (VI). Формула химическая Cl2O6. Температура плавления плюс 3,5 °C, температура кипения плюс 203 °C.
- Бесцветная маслянистая жидкость — оксид хлора (VII). Формула химическая Cl2O7. Температура плавления минус 91,5 °C, температура кипения плюс 80 °C.
Оксид хлора со степенью окисления +1 является ангидридом слабой одноосновной хлорноватистой кислоты (HClO). Получают его по методу Пелуза взаимодействием оксида ртути с газообразным хлором по одному из уравнений реакций: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 или 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Условия протекания этих реакций разные. Оксид хлора (I) конденсируют при температуре минус 60 оС, потому что при более высокой температуре он разлагается, взрываясь, и в концентрированном виде является взрывоопасным. Водный раствор Cl2O получают при хлорировании в воде карбонатов щелочноземельных или щелочных металлов. Оксид хорошо растворяется в воде, при этом образуется хлорноватистая кислота: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Кроме того, он также растворяется в углероде четыреххлористом.
Оксид хлора со степенью окисления +4 иначе называется диоксид. Это вещество растворяется в воде, серной и уксусной кислотах, ацетонитриле, углероде четыреххлористом, а также в других органических растворителях, с увеличением полярности которых растворимость его возрастает. В лабораторных условиях его получают взаимодействием хлората калия со щавелевой кислотой: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Так как оксид хлора (IV) является взрывоопасным веществом, то его в растворе хранить нельзя. Для этих целей используется силикагель, на поверхности которого в адсорбированном виде ClO2 может храниться долго, одновременно удается избавиться от загрязняющих его примесей хлора, так как он силикагелем не поглощается. В промышленных условиях ClO2 получают восстановлением диоксидом серы, в присутствии серной кислоты, хлората натрия: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Применяется в качестве отбеливателя, например, бумаги или целлюлозы и прочее, а также для стерилизации и дезинфекции различных материалов.
Оксид хлора со степенью окисления +6, при плавлении распадается по уравнению реакции: Cl2O6 → 2ClO3. Получают оксид хлора (VI) окисляя озоном диоксид: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Этот окисел способен взаимодействовать растворами щелочей и с водой. При этом протекают реакции диспропорционирования. Например, при взаимодействии с гидроокисью калия: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, в результате получаются хлорат и перхлорат калия.
Высший оксид хлора называют еще хлорный ангидрид или дихлорогептаоксид является сильным окислителем. Он способен от удара или при нагревании взрываться. Однако это вещество более устойчиво, чем окислы со степенью окисления +1 и +4. Распад его до хлора и кислорода ускоряется из-за присутствия низших окислов и с повышением температуры от 60 до 70 оС. Оксид хлора (VII) способен медленно растворяться в холодной воде, в результате реакции образуется хлорная кислота: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Получают дихлорогептаоксид, осторожно нагревая хлорную кислоту с фосфорным ангидридом: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Также Cl2O7 можно получить, используя вместо фосфорного ангидрида олеум.
Раздел неорганической химии, который изучает оксиды галогенов, включая оксиды хлора, в последние годы стал развиваться активно, так как эти соединения являются энергоемкими. Они способны в камерах сгорания реактивных двигателей отдавать энергию мгновенно, а в химических источниках тока скорость ее отдачи может регулироваться. Другая причина интереса — это возможность синтеза новых групп неорганических соединений, например, оксид хлора (VII) является родоначальником перхлоратов.
Источник: fb.ruАктуально
| 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...
(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
Хлор образует с кислородом целый ряд оксидов, общее число которых составляет целых пять видов. Все их можно описать общей формулой ClxOy. В них валентность хлора меняется от 1 до 7.
Валентность разных оксидов хлора различна: Cl2O - 1, Cl2O3 - 3, ClO2 - 4, Cl2O6 - 6, Cl2O7 - 7.
Оксид хлора(I) применяют для производства гипохлоритов, которые являются сильными отбеливающими и обеззараживающими агентами.
Оксид хлора(II) активно применяют для отбеливания муки, целлюлозы, бумаги и других вещей, а также для стерилизации и дезинфекции.
Оксид хлора(VI) и оксид хлора(VII) применяют для синтеза органических соединений.
Получение Cl2O
Данный оксид на крупнотоннажных производствах получают двумя способами.
1. По методу Пелуза. Проводят реакцию между газообразным хлором и оксидом ртути. В зависимости от условий может образоваться иное соединение ртути, однако целевой продукт остается. После этого газообразный оксид хлора сжижают при температуре - Цельсия.
Уравнения реакции, описывающие метод Пелуза:
2HgO + Cl2 = Hg2OCl2 + Cl2O
HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O
2. Взаимодействие хлора с по реакции:
2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 + Cl2O + 2NaCl
Карбонат натрия может быть заменен другими карбонатами щелочных или щелочноземельных металлов.
Получение ClO2
Единственный промышленный метод получения диоксида хлора основан на взаимодействии хлората натрия и диоксида серы в кислой среде. Результатом такого взаимодействия становится реакция:
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + ClO2
Получение Cl2O6
В промышленности Cl2O6 получают взаимодействием диоксида хлора с озоном:
2ClO2 + 2O3 = 2O2 + Cl2O6
Получение Cl2O7
1. Осторожное нагревание хлорной кислоты с фосфорным ангидридом приводит к отделению маслянистой жидкости, которая является оксидом хлора (VII). Весь процесс описывается реакцией:
2HClO4 + P4O10 = H2P4O11 + Cl2O7
2. Второй способ получения данного оксида связан с электричеством. Если проводить раствора хлорной кислоты, то в анодном пространстве можно обнаружить Cl2O7.
3. Нагревание в вакууме перхлоратов переходных металлов приводит к образованию оксида хлора (VII). Наиболее часто нагревают перхлорат либо молибдена.
Физические свойства оксидов
Cl2O: при стандартных условиях буровато-желтый газ с запахом хлора, а при температуре ниже +2 градусов Цельсия золотисто-красная жидкость. Взрывоопасен в больших концентрациях.
ClO2: при стандартных условиях – газ с характерным запахом красно-желтого цвета, при температуре ниже +10 градусов Цельсия – красно-коричневая жидкость. Взрывается на свету, в присутствии восстановителей и при нагревании.
Cl2O6: неустойчивый газ, который начинает разлагаться при температуре от 0 до +10 градусов Цельсия с образованием диоксида хлора, при 20 градусах Цельсия образуется хлор. Ввиду образования диоксида хлора – взрывоопасен.
Cl2O7: бесцветная маслянистая жидкость, которая при нагревании выше 120 градусов Цельсия взрывается. Может детонировать от удара.
