Цель урока: Сформировать представление о хлоре как химическом элементе и простом веществе.
Задачи урока:
Образовательные:
1. Рассмотреть положение галогенов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.
2. Ознакомить учащихся с нахождением хлора в природе и способами его получения.
3. Сформировать знания о физических и химических свойствах хлора.
4. Охарактеризовать области применения хлора и отметить его токсичность.
Воспитательные:
1. Воспитание чувства сопереживания, взаимопомощи через работу в группах.
2. Формирование экологической грамотности через учебный материал о применении хлора.
Развивающие:
1. Развитие коммуникативных, эмоциональных качеств личности через работу в группе.
2. Развивать способность делать выводы через выполнение заданий групп.
Тип урока: изучение нового материала.
Форма обучения: групповая, индивидуальная, фронтальная.
Методы урока: словесные, наглядные, самостоятельные.
План урока.
- Организационный момент – 1 мин.
- Актуализация знаний – 4 мин.
- Изучение нового материала – 25 мин.
- Закрепление изученного – 12 мин.
- Подведение итогов урока и домашнее задание – 3 мин.
Ход урока:
Организационный момент
- Приветствие.
Вводное слово учителя:
– Ребята, чем пахнет водопроводная вода?
– А чем пахнет на кухне, когда раковину чистят “белизной”?
– Чем мы солим суп?
– Что находится в желудке для переваривания пищи?
Таким образом, с каким элементом мы сегодня познакомимся на уроке? (Хлором).
Хлор является представителем галогенов (от греч halos – соль и genes – рождающий).
Актуализация знаний
- Определите местоположение галогенов в ПС Д.И. Менделеева, назовите их.
- Охарактеризуйте особенности строения атомов галогенов и электронную конфигурацию внешнего слоя.
- Какие свойства проявляют галогены в химических реакциях?
- Как изменяется окислительная способность галогенов с увеличением порядкового номера?
- Назвать самый активный галоген-неметалл? Почему?
Изучение нового материала
Постановка цели урока учащимися (с чем на уроке мы сегодня познакомимся?).
Новый материал изучается при работе в группах по инструктивным карточкам (12 минут). Приложение 1
Отчёт о работах в группах..
Заполнение таблицы в тетради (13 мин).
Закрепление изученного материала
CL 2 ->HCL->NaCL->AgCL
Тест “Хлор”
Тест выдан каждому ученику.
Вариант 1
1. Какая электронная конфигурация внешнего
энергетического уровня соответствует атому
хлора?
а) 2s
22p
6; б) 2s
22p
3; в) 3s
23p
5; г) 2s
22p
5.
2. Хлор впервые получил
а) А. Авогадро; б) А.Беккерель; в) К. Шееле; г) Г.
Кавендиш.
3. Галоген, обладающий наибольшим значением
электроотрицательности - это
а) I; б) Br; в) CL; г) F.
4. Положительную степень окисления хлор
проявляет в соединении
а) HCLO; б) KCLO 3 ; в) HCL; г) Cl 2 O 7 .
5.
Объём хлороводорода (н.у.)
полученного при сжигании 10л водорода в хлоре,
равен
а) 22,4 л; б) 10 л; в) 20 л; г) 44,8 л.
Вариант 2
1. Степень окисления –1 хлор проявляет в
соединении:
а) HCL; б) CL 2 ; в) Cl 2 O 7 ; г) KCLO 3 .
2. Хлор при обычных условиях:
а) бесцветный газ с резким удушливым запахом;
б) газ жёлто-зелёного цвета с резким удушливым
запахом;
в) жидкость красно-бурого цвета;
г) кристаллы темно-фиолетового цвета.
3. На наружном энергетическом уровне атомов
галогенов находится:
а) два s-электрона и пять р-электронов;
б) один s-электрон;
в) пять р-электронов;
г) два s-электрона и шесть р-электронов.
4. Объём хлора (н.у) затраченного на получение
2л хлороводорода, равен
а) 2 л; б) 22.4 л; в) 1 л; г) 44,8 л.
5. Галоген, обладающий наименьшим значением
электроотрицательности-это
а) I; б) Br; в) CL; г) F.
6. Установите соответствие между химической формулой соединения и степенью окисления хлора в нем.
Тесты сдают на проверку учителю.
Домашнее задание.
П. 46, 47, стр. 164 задача №2 (учебник Г.Е Рудзитис и Ф.Г.Фельдман химия 8).
Подведение итогов урока. Рефлексия.
На партах лежат сигнальные карточки трех цветов: красная – “всё понятно”, зеленая – “есть затруднения”, синяя – “нужна помощь”. Выберите карточки по мере вашего усвоения материала, подпишите их и сдайте.
ХЛОР-CHLORUM (C1)Хлор - это тяжелый (почти в 2,5 раза тяжелее воздуха) зеленовато-желтый газ, обладающий острым удушающим запахом и высокой ядовитостью для всего живого - от едва различимых под микроскопом бактерий до крупнейших животных.
Ядовитость газа, названного за свой цвет хлором (от греческого слова "хлорос" - зеленовато-желтый), объясняется его большой химической активностью. Он легко вступает в соединение почти со всеми химическими элементами, в том числе со многими металлами (натрием, калием, медью, оловом и др.). При химическом взаимодействии хлора с другими элементами выделяется большое количество тепла и света. Отнимая водород от воды, входящей в состав каждой клетки растительных и животных организмов, хлор тем самым разрушает структуру их, что влечет гибель всего живого.
Активность хлора "убила" и его самого. В природе в свободном состоянии он не встречается. Если же где-либо и образуется при редких условиях (например, при извержениях подводных морских вулканов), то в очень небольших количествах, и тотчас исчезает в результате взаимодействия с окружающими веществами.
Одно из наиболее распространенных соединений хлора - поваренная соль. Но не каждому, пожалуй, известно, каково количество имеющейся на земном шаре соли. А оно огромно! В растворенном состоянии соль содержится в воде морей и океанов. В твердом виде вся соль заняла бы 20 000 000 куб. км. Таким количеством соли можно било бы засыпать всю поверхность суши земного тара (149 000 000 км2) слоем более сотни метров толщиной.
В растворенном состоянии соль содержится в минеральных озерах, соляных ключах и соляных ручьях (несколько таких ключей вносят свои воды в озеро Баскунчак). На дне русла высохшей реки Узбой соль залегает на большом протяжении сплошным соляным пластом. Огромные куполообразные глыбы соли, целые соляные горы находятся в недрах земли и на ее поверхности, например, гора Ходжа-Мумын в Южном Таджикистане" сплошь состоящая из каменной соли, подымается на 900 м над уровнем моря.
Соль - необходимое соединение для организмов животных и человека. В организме человека содержится до 200 г соли. Важное значение соли в организмах наземных животных и правильное соотношение между солью и другими соединениями хлора, находящимися в крови наземных животных, приближающееся к тому, которое имеется в морской воде, рассматривается некоторыми учеными как доказательство происхождения наземных животных из морских организмов.
Соль открывает историю искусственного получения хлористых соединений и самого хлора. Начало этой истории связывается с 1648 г., когда немецкий химик и врач Иоганн Глаубер, нагревая влажную соль на угле, получил, конденсируя выделяющийся дым, сильную кислоту, названную им "соляным спиртом".
Следует указать, что в книге "Триумфальная колесница антимония", написанной Василием Валентином, жившим в начале XV столетия, среди подробного описания свойств и медицинского применения сурьмы и некоторых соединений висмута упоминается также и "соляный спирт". Видимо, нужно допустить, что последний был известен до Глаубера, и Глаубер лишь открыл и описал способ приготовления этого вещества. Однако современные историки химии полагают, что сочинения Василия Валентина написаны врагами Парацельса с целью доказать, что все написанное им было известно уже в XV в., поэтому, может быть, и упоминающийся в этой книге "соляный спирт" внесен в нее после открытия Глаубера. В 1772 г. английской химик Пристли, изучив свойства раствора "соляного спирта" в воде, назвал его соляной кислотой. В 1774 г. шведский химик Шееле нашел, что соляная кислота, при нагревании с двуокисью марганца, дает желто-зеленый газ - хлор.
Хлор не сразу нашел применение. Впервые хлор был использован в медицине. Раствор хлора в воде- хлорная вода - рекомендовалась как девинфицирующее вещество врачам и студентам-медикам при работе на трупах. В 30-х годах прошлого столетия хлорную воду использовали для ингаляции при туберкулезе легких, дифтерии и некоторых других болезнях.
С развитием техники области применения хлора все более и более расширялись. Он применялся при изготовлении многочисленных химических соединений в анилиново-красочной и фармацевтической промышленностях, в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и т. д. Большие количества хлора используются для отбелки тканей и целлюлозы в бумажной и текстильной промышленностях. В цветной металлургии хлорированием получают некоторые металлы из руд. В химии высокомолекулярных соединений хлор используется при изготовлении пластических масс, синтетических волокон, каучука и т. д. Интересным свойством обладает одно из кислородных соединений хлора с магнием (хлорат магния). При действии этого вещества на хлопчатник последний теряет листья. Это используется при сборе хлопка. Веществ с подобным действием получено уже много. Они называются дефолиантами.
В первую мировую войну хлор нашел неожиданное применение как оружие массового уничтожения.
Вскоре после хлора был применен другой удушающий газ - фосген - соединение хлора с окисью углерода. Название нового, газа отражало один из способов его получения. Это соединение образуется под влиянием солнечных лучей (от греч. "фос" - свет и "генао" - произвожу, т. е. рожденный светом).
В 1917 г. массовое применение нашел иприт, который тоже содержал в себе хлор. К концу войны применялось более 50 различных боевых отравляющих веществ, 95 % которых были производными хлора. Чтобы судить об эффективности 0В на полях войны, достаточно указать, что в одной только английской армии, занимавшей среди воюющих государств 5 место по своей численности, с июля 1917 г. по ноябрь 1918 г. 0В вывели из строя более 160 000 человек.
Ключевые слова этой страницы: , .
В природе хлор встречается в газообразном состоянии и только в виде соединений с другими газами. В условиях, приближенных к нормальным, это ядовитый едкий газ зеленоватого цвета. Имеет больший вес, чем воздух. Обладает сладким запахом. Молекула хлора содержит два атома. В спокойном состоянии не горит, но при высоких температурах входит во взаимодействие с водородом, после чего возможен взрыв. В результате выделяется газ фосген. Очень ядовит. Так, даже при малой концентрации в воздухе (0,001 мг на 1 дм 3) может вызвать летальный исход. хлора гласит, что он тяжелее воздуха, следовательно, всегда будет находиться у самого пола в виде желтовато-зеленой дымки.
Исторические факты
Впервые на практике это вещество было получено К. Шелее в 1774 г. путем соединения соляной кислоты и пиролюзита. Однако лишь в 1810 г. П. Дэви смог дать характеристику хлору и установить, что это отдельный химический элемент.
Стоит отметить, что в 1772 г. смог получить хлороводород - соединение хлора с водородом, однако разделить эти два элемента химик не смог.
Химическая характеристика хлора
Хлор - химический элемент основной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Находится в третьем периоде и имеет атомный номер 17 (17 протонов в атомном ядре). Химически активный неметалл. Обозначается буквами Cl.
Является типичным представителем газы, не имеющие цвета, но обладающие резким едким запахом. Как правило, токсичны. Все галогены хорошо разбавляются в воде. При контакте с влажным воздухом начинают дымиться.
Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5. Следовательно, в соединениях химический элемент проявляет уровни окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,96Å, ионный радиус Cl- 1.83 Å, сродство атома к электрону 3,65 эв, уровень ионизации 12,87 эв.
Как указано выше, хлор представляет собой довольно активный неметалл, что позволяет создавать соединения практически с любыми металлами (в отдельных случаях при помощи нагревания или с помощью влаги, вытесняя при этом бром) и неметаллами. В порошкообразной форме реагирует с металлами только под действием высоких температур.
Максимальная температура горения - 2250 °С. С кислородом способен образовывать оксиды, гипохлориты, хлориты и хлораты. Все соединения, содержащие кислород, становятся взрывоопасными в условиях взаимодействия с окисляющимися веществами. Стоит отметить, что могут произвольно взрываться, в то время как хлораты взрываются лишь при воздействии на них какими-либо инициаторами.
Характеристика хлора по положению в периодической системе:
Простое вещество;
. элемент семнадцатой группы периодической таблицы;
. третий период третьего ряда;
. седьмая группа главной подгруппы;
. атомный номер 17;
. обозначается символом Cl;
. химически активный неметалл;
. находится в группе галогенов;
. в условиях, приближенных к нормальным, это ядовитый газ желтовато-зелёного цвета с едким запахом;
. молекула хлора имеет 2 атома (формула Cl 2).
Физические свойства хлора:
Температура кипения: -34,04 °С;
. температура плавления: -101,5 °С;
. плотность в газообразном состоянии - 3 ,214 г/л;
. плотность жидкого хлора (в период кипения) - 1,537 г/см 3 ;
. плотность твердого хлора - 1,9 г/см 3 ;
. удельный объем - 1,745 х 10 -3 л/г.
Хлор: характеристика температурных изменений
В газообразном состоянии имеет свойство легко сжижаться. При давлении в 8 атмосфер и температуре 20 °С выглядит как зеленовато-желтая жидкость. Обладает очень высокими коррозионными свойствами. Как показывает практика, этот химический элемент может сохранять жидкое состояние вплоть до критической температуры (143 °С), при условии увеличения давления.
Если его охладить до температуры -32 °С, он изменит свое на жидкое вне зависимости от атмосферного давления. При дальнейшем понижении температуры происходит кристаллизация (при показателе -101 °С).
Хлор в природе
В земной коре хлора содержится всего 0,017 %. Основная масса находится в вулканических газах. Как указано выше, вещество имеет большую химическую активность, вследствие чего в природе встречается в соединениях с другими элементами. При этом множество минералов содержат хлор. Характеристика элемента позволяет образовывать порядка ста различных минералов. Как правило, это хлориды металлов.
Также большое его количество находится в Мировом океане - почти 2 %. Это обусловлено тем, что хлориды очень активно растворяются и разносятся с помощью рек и морей. Возможен и обратный процесс. Хлор вымывается обратно на берег, а далее ветер разносит его по окрестностям. Именно поэтому наибольшая его концентрация наблюдается в прибрежных зонах. В засушливых районах планеты рассматриваемый нами газ образуется при помощи испарения воды, вследствие чего появляются солончаки. Ежегодно в мире добывают порядка 100 млн тонн данного вещества. Что, впрочем, неудивительно, ведь существует много месторождений, содержащих хлор. Характеристика его, однако, во многом зависит именно от его географического положения.
Методы получения хлора
Сегодня существует ряд методов получения хлора, из которых наиболее распространены следующие:
1. Диафрагменный. Является самым простым и менее затратным. Соляной раствор в диафрагменном электролизе поступает в пространство анода. Далее по стальной катодной сетке перетекает в диафрагму. В ней находится небольшое количество полимерных волокон. Важной особенностью этого устройства является противоток. Он направлен из анодного пространства в катодное, что позволяет отдельно получить хлор и щелоки.
2. Мембранный. Наиболее энергоэффективен, но сложноосуществим в организации. Схож с диафрагменным. Различие состоит в том, что анодное и катодное пространства полностью разделены мембраной. Следовательно, на выходе получаются два отдельных потока.
Стоит отметить, что характеристика хим. элемента (хлора), полученного данными методами, будет иной. Более "чистым" принято считать мембранный метод.
3. Ртутный метод с жидким катодом. По сравнению с остальными технологиями, этот вариант позволяет получать наиболее чистый хлор.
Принципиальная схема установки состоит из электролизера и соединенных между собой насоса и разлагателя амальгамы. В качестве катода служит перекачиваемая насосом ртуть вместе с раствором поваренной соли, а в качестве анода - угольные или графитовые электроды. Принцип действия установки следующий: из электролита выделяется хлор, который отводится из электролизера вместе с анолитом. Из последнего удаляют примеси и остатки хлора, донасыщают галитом и снова возвращают на электролиз.
Требования промышленной безопасности и нерентабельность производства привели к замене жидкого катода твердым.
Применение хлора в промышленных целях
Свойства хлора позволяют активно применять его в промышленности. С помощью этого химического элемента получают различные хлорорганические соединения (винилхлорид, хлоро-каучук и др.), лекарственные препараты, дезинфицирующие средства. Но самая большая ниша, занятая в промышленности, это производство соляной кислоты и извести.
Широко применяются методы очищения питьевой воды. На сегодняшний день пытаются отойти от этого метода, заменив его озонированием, поскольку рассматриваемое нами вещество негативно влияет на организм человека, к тому же хлорированная вода разрушает трубопроводы. Вызвано это тем, что в свободном состоянии Cl пагубно влияет на трубы, изготовленные из полиолефинов. Тем не менее большинство стран отдает предпочтение именно методу хлорирования.
Также хлор применяется в металлургии. С его помощью получают ряд редких металлов (ниобий, тантал, титан). В химической промышленности активно используют различные для борьбы против сорняков и для других сельскохозяйственных целей, используется элемент и в качестве отбеливателя.
Благодаря своей химической структуре хлор разрушает большинство органических и неорганических красителей. Достигается это путем полного их обесцвечивания. Такой результат возможен лишь при условии присутствия воды, ведь процесс обесцвечивания происходит благодаря который образуется после распада хлора: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Данный способ нашел применение пару веков назад и пользуется популярностью и по сей день.
Очень популярно применение этого вещества для получения хлорорганических инсектицидов. Эти сельскохозяйственные препараты убивают вредоносные организмы, оставляя нетронутыми растения. Значительная часть всего добываемого на планете хлора уходит на сельскохозяйственные нужды.
Также используется он при производстве пластикатов и каучука. С их помощью изготавливают изоляцию проводов, канцелярские товары, аппаратуру, оболочки бытовой техники и т. д. Бытует мнение, что каучуки, полученные таким образом, вредят человеку, но это не подтверждено наукой.
Стоит отметить, что хлор (характеристика вещества была подробно раскрыта нами ранее) и его производные, такие как иприт и фосген, применяются и в военных целях для получения боевых отравляющих средств.
Хлор как яркий представитель неметаллов
Неметаллы - простые вещества, которые включают в себя газы и жидкости. В большинстве случаев они хуже проводят электрический ток, чем металлы, и имеют существенные различия в физико-механических характеристиках. При помощи высокого уровня ионизации способны образовывать ковалентные химические соединения. Ниже будет дана характеристика неметалла на примере хлора.
Как уже было сказано выше, этот химический элемент представляет собой газ. В нормальных условиях у него полностью отсутствуют свойства, сходные с таковыми у металлов. Без сторонней помощи не может взаимодействовать с кислородом, азотом, углеродом и др. Свои окислительные свойства проявляет в связях с простыми веществами и некоторыми сложными. Относится к галогенам, что ярко отражается на его химических особенностях. В соединениях с остальными представителями галогенов (бром, астат, йод), вытесняет их. В газообразном состоянии хлор (характеристика его - прямое тому подтверждение) хорошо растворяется. Является отличным дезинфектором. Убивает только живые организмы, что делает его незаменимым в сельском хозяйстве и медицине.
Применение в качестве отравляющего вещества
Характеристика атома хлора позволяет применять его как отравляющее средство. Впервые газ был применен Германией 22.04.1915 г., в ходе Первой мировой войны, вследствие чего погибло порядка 15 тыс. человек. На данный момент как не применяется.
Дадим краткую характеристику химического элемента как удушающего средства. Влияет на организм человека посредством удушения. Сначала оказывает раздражение верхних дыхательных путей и слизистой оболочки глаз. Начинается сильный кашель с приступами удушья. Далее, проникая в легкие, газ разъедает легочную ткань, что приводит к отеку. Важно! Хлор является быстродействующим веществом.
В зависимости от концентрации в воздухе, симптоматика бывает разной. При малом содержании у человека наблюдается покраснение слизистой оболочки глаз, легкая одышка. Содержание в атмосфере 1,5-2 г/м 3 вызывает тяжесть и острые ощущения в груди, резкую боль в верхних дыхательных путях. Также состояние может сопровождаться сильным слезотечением. После 10-15 минут нахождения в помещении с такой концентрацией хлора наступает сильный ожог легких и смерть. При более плотных концентрациях смерть возможна в течение минуты от паралича верхних дыхательных путей.
Хлор в жизни организмов и растений
Хлор входит в состав практически всех живых организмов. Особенность состоит в том, что присутствует он не в чистом виде, а в виде соединений.
В организмах животных и человека ионы хлора поддерживают осмотическое равенство. Вызвано это тем, что они имеют наиболее подходящий радиус для проникновения в мембранные клетки. Наряду с ионами калия Cl регулирует водно-солевой баланс. В кишечнике ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы предусмотрены во многих клетках нашего организма. Посредством их происходит межклеточный обмен жидкостями и поддерживается pH клетки. Порядка 85 % от общего объема этого элемента в организме пребывает в межклеточном пространстве. Выводится из организма по мочеиспускательным каналам. Вырабатывается женским организмом в процессе кормления грудью.
На данном этапе развития тяжело однозначно сказать, какие именно заболевания провоцирует хлор и его соединения. Связано это с недостатком исследований в этой области.
Также ионы хлора присутствуют в клетках растений. Он активно принимает участие в энергетическом обмене. Без этого элемента невозможен процесс фотосинтеза. С его помощью корни активно впитывают необходимые вещества. Но большая концентрация хлора в растениях способна оказывать пагубное влияние (замедление процесса фотосинтеза, остановка развития и роста).
Однако существуют такие представители флоры, которые смогли "подружиться" или хотя бы ужиться с данным элементом. Характеристика неметалла (хлора) содержит такой пункт, как способность вещества окислять почвы. В процессе эволюции упомянутые выше растения, называемые галофитами, заняли пустые солончаки, которые пустовали из-за переизбытка этого элемента. Они впитывают ионы хлора, а после избавляются от них при помощи листопада.
Транспортировка и хранение хлора
Существует несколько способов перемещать и хранить хлор. Характеристика элемента предполагает необходимость специальных баллонов с высоким давлением. Такие емкости имеют опознавательную маркировку - вертикальную зеленую линию. Ежемесячно баллоны необходимо тщательно промывать. При длительном хранении хлора в них образуется очень взрывоопасный осадок - трихлорид азота. При несоблюдении всех правил безопасности возможно самопроизвольное воспламенение и взрыв.
Изучение хлора
Будущим химикам должна быть известна характеристика хлора. По плану 9-классники могут даже ставить лабораторные опыты с этим веществом на основе базовых знаний по дисциплине. Естественно, преподаватель обязан провести инструктаж по технике безопасности.
Порядок работ следующий: необходимо взять колбу с хлором и насыпать в неё мелкую металлическую стружку. В полете стружка вспыхнет яркими светлыми искрами и одновременно образуется легкий белый дым SbCl 3 . При погружении в сосуд с хлором оловянной фольги она также самовоспламенится, а на дно колбы медленно опустятся огненные снежинки. Во время этой реакции образуется дымная жидкость - SnCl 4 . При помещении железной стружки в сосуде образуются красные «капли» и появится рыжий дым FeCl 3 .
Наряду с практическими работами повторяется теория. В частности, такой вопрос, как характеристика хлора по положению в периодической системе (описана в начале статьи).
В результате опытов выясняется, что элемент активно реагирует на органические соединения. Если поместить в банку с хлором вату, смоченную предварительно в скипидаре, то она мгновенно воспламенится, и из колбы резко повалит сажа. Эффектно тлеет желтоватым пламенем натрий, а на стенках химпосуды появляются кристаллы соли. Ученикам будет небезынтересно узнать, что, будучи ещё молодым химиком, Н. Н. Семенов (впоследствии лауреат Нобелевской премии), проведя такой опыт, собрал со стенок колбы соль и, посыпав ею хлеб, съел его. Химия оказалась права и не подвела ученого. В результате проведенного химиком опыта действительно получилась обычная поваренная соль!
Хлор, вероятно, получали еще алхимики, но его открытие и первое исследование неразрывно связано с именем знаменитого шведского химика Карла Вильгельма Шееле . Шееле открыл пять химических элементов – барий и марганец (совместно с Юханом Ганом), молибден, вольфрам, хлор, а независимо от других химиков (хотя и позже) – еще три: кислород, водород и азот. Это достижение впоследствии не смог повторить ни один химик. При этом Шееле, уже избранный членом Шведской королевской академии наук, был простым аптекарем в Чёпинге, хотя мог занять более почетную и престижную должность. Сам Фридрих II Великий , прусский король, предлагал ему занять пост профессора химии Берлинского университета. Отказываясь от подобных заманчивых предложений, Шееле говорил: «Я не могу есть больше, чем мне нужно, а того, что я зарабатываю здесь в Чёпинге, мне хватает на пропитание».
Многочисленные соединения хлора были известны, конечно, задолго до Шееле. Этот элемент входит в состав многих солей, в том числе и самой известной – поваренной соли. В 1774 Шееле выделил хлор в свободном виде, нагревая черный минерал пиролюзит с концентрированной соляной кислотой: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Вначале химики рассматривали хлор не как элемент, а как химическое соединение неизвестного элемента мурия (от латинского muria – рассол) с кислородом. Считалось, что и соляная кислота (ее называли муриевой) содержит химически связанный кислород. Об этом «свидетельствовал», в частности, такой факт: при стоянии раствора хлора на свету из него выделялся кислород, а в растворе оставалась соляная кислота. Однако многочисленные попытки «оторвать» кислород от хлора ни к чему не привели. Так, никому не удалось получить углекислый газ, нагревая хлор с углем (который при высоких температурах «отнимает» кислород от многих содержащих его соединений). В результате подобных опытов, проведенных Гемфри Дэви, Жозеф Луи Гей-Люссаком и Луи Жаком Тенаром, стало ясно, что хлор не содержит кислорода и является простым веществом. К тому же выводу привели и опыты Гей-Люссака, который проанализировал количественное соотношение газов в реакции хлора с водородом.
В 1811 Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» – от греч. «хлорос» – желто-зеленый. Именно такой цвет имеет хлор. Этот же корень – в слове «хлорофилл» (от греч. «хлорос» и «филлон» – лист). Спустя год Гей-Люссак «сократил» название до «хлора». Но до сих пор англичане (и американцы) называют этот элемент «хлорином» (chlorine), тогда как французы – хлором (chlore). Приняли сокращенное название и немцы – «законодатели» химии на протяжении почти всего 19 в. (по-немецки хлор – Chlor). В 1811 немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (от греческих «халс» – соль, и «геннао» – рождаю). Впоследствии этот термин закрепился не только за хлором, но и за всеми его аналогами по седьмой группе – фтором, бромом, иодом, астатом.
Интересна демонстрация горения водорода в атмосфере хлора: иногда во время опыта возникает необычный побочный эффект: раздается гудение. Чаще всего пламя гудит, когда тонкую трубку, по которой подается водород, опускают в заполненный хлором сосуд конической формы; то же справедливо для сферических колб, а вот в цилиндрах пламя обычно не гудит. Это явление назвали «поющим пламенем».
В водном растворе хлор частично и довольно медленно реагирует с водой; при 25° С равновесие: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl устанавливается в течение двух суток. Хлорноватистая кислота на свету разлагается: HClO ® HCl + O. Именно атомарному кислороду приписывают отбеливающий эффект (абсолютно сухой хлор такой способностью не обладает).
Хлор в своих соединениях может проявлять все степени окисления – от –1 до +7. С кислородом хлор образует ряд оксидов, все они в чистом виде нестабильны и взрывоопасны: Cl 2 O – желто-оранжевый газ, ClO 2 – желтый газ (ниже 9,7 о С – яркокрасная жидкость), перхлорат хлора Cl 2 O 4 (ClO–ClO 3 , светло-желтая жидкость), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3 , ярко-красная жидкость), Cl 2 O 7 – бесцветная очень взрывчатая жидкость. При низких температурах получены нестабильные оксиды Cl 2 O 3 и ClO 3 . Оксид ClO 2 производится в промышленном масштабе и используется вместо хлора для отбеливания целлюлозы и обеззараживания питьевой воды и сточных вод. С другими галогенами хлор образует ряд так называемых межгалогенных соединений, например, ClF, ClF 3 , ClF 5 , BrCl, ICl, ICl 3 .
Хлор и его соединения с положительной степенью окисления – сильные окислители. В 1822 немецкий химик Леопольд Гмелин путем окисления хлором получил из желтой кровяной соли красную: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Хлор легко окисляет бромиды и хлориды с выделением в свободном виде брома и иода.
Хлор в разных степенях окисления образует ряд кислот: HCl – хлороводородная (соляная, соли – хлориды), HClO – хлорноватистая (соли – гипохлориты), HClO 2 – хлористая (соли – хлориты), HClO 3 – хлорноватая (соли – хлораты), HClO 4 – хлорная (соли – перхлораты). В чистом виде из кислородных кислот устойчива только хлорная. Из солей кислородных кислот практическое применение имеют гипохлориты, хлорит натрия NaClO 2 – для отбеливания тканей, для изготовления компактных пиротехнических источников кислорода («кислородные свечи»), хлораты калия (бертолетова соль), кальция и магния (для борьбы с вредителями сельского хозяйства, как компоненты пиротехнических составов и взрывчатых веществ, в производстве спичек), перхлораты – компоненты взрывчатых веществ и пиротехнических составов; перхлорат аммония – компонент твердых ракетных топлив.
Хлор реагирует со многими органическими соединениями. Он быстро присоединяется к непредельным соединениям с двойными и тройными углерод-углеродными связями (реакция с ацетиленом идет со взрывом), а на свету – и к бензолу. При определенных условиях хлор может замещать атомы водорода в органических соединениях: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Эта реакция сыграла значительную роль в истории органической химии. В 1840-х французский химик Жан Батист Дюма обнаружил, что при действии хлора на уксусную кислоту с удивительной легкостью идет реакция
СН 3 СООН + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. При избытке хлора образуется трихлоруксусная кислота ССl 3 СООН. Однако многие химики отнеслись к работе Дюма недоверчиво. Ведь согласно общепринятой тогда теории Берцелиуса положительно заряженные атомы водорода не могли заместиться отрицательно заряженными атомами хлора. Этого мнения придерживались в то время многие выдающиеся химики, среди которых были Фридрих Вёлер, Юстус Либих и, конечно, сам Берцелиус.
Чтобы высмеять Дюма, Вёлер передал своему другу Либиху статью от имени некоего Ш.Виндлера (Schwindler – по-немецки мошенник) о новом удачном приложении якобы открытой Дюма реакции. В статье Вёлер с явной издёвкой написал о том, как в уксуснокислом марганце Mn(CH 3 COO) 2 удалось все элементы, в соответствии с их валентностью, заместить на хлор, в результате чего получилось желтое кристаллическое вещество, состоящее из одного только хлора. Далее говорилось, что в Англии, последовательно замещая в органических соединениях все атомы на атомы хлора, обычные ткани превращают в хлорные, и что при этом вещи сохраняют свой внешний вид. В сноске было указано, что лондонские лавки бойко торгуют материалом, состоящим из одного хлора, так как этот материал очень хорош для ночных колпаков и теплых подштанников.
Реакция хлора с органическими соединениями приводит к образованию множества хлорорганических продуктов, среди которых – широко применяющиеся растворители метиленхлорид CH 2 Cl 2 , хлороформ CHCl 3 , четыреххлористый углерод CCl 4 , трихлорэтилен CHCl=CCl 2 , тетрахлорэтилен C 2 Cl 4 . В присутствии влаги хлор обесцвечивает зеленые листья растений, многие красители. Этим пользовались еще в XVIII в. для отбеливания тканей.
Хлор как отравляющий газ.
Получивший хлор Шееле отметил его очень неприятный резкий запах, затруднение дыхания и кашель. Как потом выяснили, человек чувствует запах хлора даже в том случае, если в одном литре воздуха содержится лишь 0,005 мг этого газа, и при этом он уже оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, разрушая клетки слизистой оболочки дыхательных путей и легких. Концентрация 0,012 мг/л переносится с трудом; если же концентрация хлора превышает 0,1 мг/л, он становится опасным для жизни: дыхание учащается, становится судорожным, а затем – все более редким, и уже через 5–25 минут происходит остановка дыхания. Предельно допустимой в воздухе промышленных предприятий считается концентрация 0,001 мг/л, а в воздухе жилых районов – 0,00003 мг/л.
Петербургский академик Товий Егорович Ловиц, повторяя в 1790 опыт Шееле, случайно выпустил значительное количество хлора в воздух. Вдохнув его, он потерял сознание и упал, потом в течение восьми дней страдал от мучительной боли в груди. К счастью, он выздоровел. Чуть не умер, отравившись хлором, и знаменитый английский химик Дэви. Опыты даже с небольшим количеством хлора опасны, так как могут вызвать сильное поражение легких. Рассказывают, что немецкий химик Эгон Виберг одну из своих лекций о хлоре начал словами: «Хлор – ядовитый газ. Если я отравлюсь во время очередной демонстрации, вынесите меня, пожалуйста, на свежий воздух. Но лекцию при этом придется, к сожалению, прервать». Если же выпустить в воздух много хлора, он становится настоящим бедствием. Это испытали на себе во время Первой мировой войны англо-французские войска. Утром 22 апреля 1915 германское командование решило провести первую в истории войн газовую атаку: когда ветер подул в сторону противника, на небольшом шестикилометровом участке фронта в районе бельгийского городка Ипр были одновременно открыты вентили 5730 баллонов, каждый из которых содержал 30 кг жидкого хлора. В течение 5 минут образовалось огромное желто-зеленое облако, которое медленно уходило от немецких окопов в сторону союзников. Английские и французские солдаты оказались полностью беззащитными. Газ проникал через щели во все укрытия, от него не было спасения: ведь противогаз еще не был изобретен. В результате было отравлено 15 тысяч человек, из них 5 тысяч – насмерть. Через месяц, 31 мая немцы повторили газовую атаку на восточном фронте – против русских войск. Это произошло в Польше у города Болимова. На фронте 12 км из 12 тысяч баллонов было выпущено 264 тонны смеси хлора со значительно более ядовитым фосгеном (хлорангидридом угольной кислоты COCl 2). Царское командование знало о том, что произошло при Ипре, и тем не менее русские солдаты не имели никаких средств защиты! В результате газовой атаки потери составили 9146 человек, из них только 108 – в результате ружейного и артиллерийского обстрела, остальные были отравлены. При этом почти сразу же погибло 1183 человека.
Вскоре химики указали, как спасаться от хлора: надо дышать через марлевую повязку, пропитанную раствором тиосульфата натрия (это вещество применяется в фотографии, его часто называют гипосульфитом). Хлор очень быстро реагирует с раствором тиосульфата, окисляя его:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Конечно, серная кислота тоже не безвредное вещество, но ее разбавленный водный раствор намного менее опасен, чем ядовитый хлор. Поэтому у тиосульфата в те годы появилось еще одно название – «антихлор», но первые тиосульфатные противогазы были мало эффективны.
В 1916 русский химик, будущий академик Николай Дмитриевич Зелинский изобрел действительно эффективный противогаз, в котором ядовитые вещества задерживали слоем активированного угля. Такой уголь с очень развитой поверхностью мог задержать значительно больше хлора, чем пропитанная гипосульфитом марля. К счастью, «хлорные атаки» остались лишь трагическим эпизодом в истории. После мировой войны у хлора остались только мирные профессии.
Применение хлора.
Ежегодно во всем мире получают огромные количества хлора – десятки миллионов тонн. Только в США к концу 20 в. ежегодно путем электролиза получали около 12 млн. тонн хлора (10-е место среди химических производств). Основная его масса (до 50%) расходуется на хлорирование органических соединений – для получения растворителей, синтетического каучука, поливинилхлорида и других пластмасс, хлоропренового каучука, пестицидов, лекарственных средств, многих других нужных и полезных продуктов. Остальное потребляется для синтеза неорганических хлоридов, в целлюлозно-бумажной промышленности для отбеливания древесной пульпы, для очистки воды. В сравнительно небольших количествах хлор используют в металлургической промышленности. С его помощью получают очень чистые металлы – титан, олово, тантал, ниобий. Сжиганием водорода в хлоре получают хлороводород, а из него – соляную кислоту. Хлор применяют также для производства отбеливающих веществ (гипохлоритов, хлорной извести) и обеззараживания воды хлорированием.
Илья Леенсон
Характер химической связи, а, следовательно, и свойства хлоридов, как и фторидов, закономерно изменяются по группам и перйодам элементов. Так, в ряду хлоридов элементов данного перйода, тип химической связи изменяется от преимущественно ионной в хлоридах типичных металлов до ковалентной в хлоридах неметаллов.
Ионные хлориды – твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, ковалентные хлориды – газы, жидкости или же легкоплавкие твердые вещества. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды. Ионные хлориды (хлориды металлов) проявляют основные свойства, ковалентные хлориды (хлориды неметаллов) – кислотные. Основные хлориды гидролизу практически не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот:
SiCl 4 + 3НОН = H 2 SiО 3 + 4НСl.
Различие свойств хлоридов разного типа проявляется также в реакциях между собой, например:
KСl + АlСl 3 = K[АlСl 4 ].
При этом основные хлориды (за счет хлорид-ионов Сl –) являются донорами электронных пар, а кислотные – акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями.
Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде (за исключением AgCl, CuCl, AuCl, ТlСl и РbСl 2).
Хлориды получают:
– хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода:
2Fe + 3Сl 2 = 2FeCl 3 ,
Fe + 2НСl (г) = FeCl 2 + Н 2 ;
– взаимодействием оксидов с хлором (либо с хлоридами, часто с ССl 4) в присутствии угля:
ТiO 2 + 2Сl 2 + С = TiCl 4 + СО 2 .
Большое применение в технике имеет хлорид водорода НСl. В обычных условиях НСl – бесцветный газ (Т пл = –114,2 °С, Т кип = –84,9 °С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ:
Н 2(г) + Сl 2(г) = 2НСl (г) .
В лаборатории хлороводород получают взаимодействием концентрированной серной кислоты и кристаллического хлорида натрия, реакция идет при нагревании:
Н 2 SO 4(к) + 2NaСl (т) = 2НСl + Na 2 SO 4 .
Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н 2 O при 20 °С поглощает около 450 объемов НСl). Водный раствор НСl – сильная кислота (рK а ~ 7,1), называемая соляной. Как сильная кислота HC1 находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока.
Соляная (хлороводородная кислота) проявляет все общие свойства сильных кислот. Кроме этого, при действии сильных окислителей или при электролизе проявляет восстановительные свойства:
МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 О.
Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора.
При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор – СuСl 2):
4НСl (г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 2Сl 2(г) .
Соединения хлора (+1)
Степень окисления хлора +1 проявляется во фториде ClF, оксиде Сl 2 О и нитриде Cl 3 N, а также в соответствующих им анионах – , [СlO] – и 2– .
ClF – ядовитый бесцветный газ. Экзотермическое соединение. Молекула имеет линейное строение.
Cl 2 O – желто-коричневый газ, ядовит. Молекула имеет угловое строение. Экзотермическое соединение.
Cl 3 N – темно-желтое летучее вещество. Структура молекулы тригонально-пирамидальная.
Бинарные соединения хлора (I) имеют кислотный характер, что подтверждается, например, их отношением к воде:
Сl 2 О + НОН = 2НСlO,
ClF + НОН = НСlO + HF,
Cl 3 N + 3НОН = 3НСlO + H 3 N.
Оксид хлора (I) Сl 2 О – желто-коричневый газ. Молекула имеет угловое строение с валентным углом 170°. Это эндотермическое соединение, очень неустойчивое и даже при незначительном нагревании подвергается распаду со взрывом:
2Сl 2 О = 2Сl 2 + O 2 .
Получить оксид хлора (I) можно при взаимодействии хлора с оксидом ртути:
2Сl 2 + HgO = Cl 2 O + HgCl 2 .
Производные оксохлорат (1) аниона [С1O] – , называемые гипохлоритами, неустойчивы. Их растворы получают, пропуская хлор в охлаждаемые растворы щелочей:
2OН – + Сl 2 = Сl – + СlO – + Н 2 O,
2КOН + Cl 2 = КСl + КСlO + Н 2 O.
Оксохлорат (I) водорода НСlO известен только в разбавленных растворах. Это хлорноватистая кислота. Образуется она, наряду с соляной, при взаимодействии хлора с водой:
Cl 2 + HOH = HCl + HСlO.
Хлорноватистая кислота слабая, проявляет в растворе все общие свойства слабых кислот.
В растворе хлорноватистой кислоты происходят следующие процессы:
НСlО = НСl + O 0 ,
НСlО + О 2 = НСlO 3 ,
3НСlO = НСlO 3 + 2НСl.
Производные хлора (+1) проявляют окислительно-восстановительную двойственность с преобладанием сильных окислительных свойств:
3Сl 2 O + 6AgNO 3 + 3H 2 O = 4AgCl + 2AgClO 3 + 6HNO 3 ,
NaСlO + 2HCl = NaСl + Cl 2 + H 2 O .
Особенно агрессивен ClF, который реагирует с веществами еще более энергично, чем свободный фтор. На этом основано его применение в качестве фторирующего агента.
Соли хлорноватистой кислоты называются гипохлориты:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O,
Лаборраковая вода
Cl 2 + 2КOH = КCl + КСlO + H 2 O.
Жавелевая вода
Гипохлориты применяются в качестве отбеливающего средства.
Наибольший практический интерес (как отбеливающее средство, средство для дегазации, дешевый окислитель) представляет гипохлорит кальция Са(СlO) 2 . Получается он при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция:
2Са(ОН) 2 + 2Сl 2 = Са(СlO) 2 + СаСl 2 + 2Н 2 О.
Как видно из приведенного уравнения реакции, одновременно с Са(СlO) 2 образуется СаС1 2 . Поэтому получаемый в технике продукт – белильная или хлорная известь – можно рассматривать как смешанную соль Са(СlO)Сl, т.е. гипохлорит-хлорид кальция. На воздухе карбонизируется:
2Ca(ClO)Cl + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + CaCl 2 + 2HClO,
HClO = HCl + O 0 .
Выделение атомарного кислорода обусловливает сильные окислительные свойства. За счет Сl +1 хлорная известь также проявляет окислительные свойства:
Ca(ClO)Cl + PbO = PbO 2 + CaCl 2 .
Гипохлориты более мягкие окислители, чем раствор хлорноватистой кислоты.
Соединения хлора (+3)
Степень окисления хлора +3 проявляется в трифториде ClF 3 и тетрафторохлорат(III)-анионе – , а также в диоксохлорат(III)-анионе – .
Трифторид хлора – газ бледно-зеленого цвета, может быть получен при нагревании C1F с избытком фтора. По химической природе ClF 3 – соединение кислотное:
ClF 3 + KF = KClF 4 .
Оксид хлора (III) Cl 2 O 3 и диоксохлорат (III) водорода НСlO 2 в индивидуальном состоянии не выделены.
Производные аниона называются хлоритами. Хлориты щелочных металлов представляют собой белые кристаллические вещества. Раствор НСlO 2 – кислота средней силы называемая хлористой. При нагревании хлориты диспропорционируют:
3NaClO 2 = NaCl + 2NaClO 3
и разлагаются с выделением кислорода:
NaClO 2 = NaCl + O 2 .
Степень окисления +3 для хлора – это промежуточная степень окисления, поэтому соединения обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
5HClO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O,
KClO 2 + 2H 2 S = KCl + 2S + 2H 2 O.
В присутствии органических веществ твердые оксо- и фторохлораты (III) взрываются от удара.
Трифторид хлора и тетрафторохлораты (III) применяются как фторирующие агенты. Из хлоритов наибольшее значение имеет NaClO 2 , применяемый при отбелке тканей и бумажной массы.
Cоединения хлора (+4)
Диоксид хлора ClO 2 – зеленовато-желтый газ с резким запахом хлора. Молекула имеет угловую форму с валентным углом 118 о, полярна, обладает парамагнитными свойствами. Диоксид хлора постепенно разлагается на свету:
2ClO 2 = Cl 2 + 2O 2 .
При небольшом нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами разлагается со взрывом.
Один из технических методов получения СlО 2 основан на реакции восстановления NaClO 3 диоксидом серы в растворе серной кислоты при нагревании:
2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + 2ClO 2 .
Диоксид хлора является смешанным ангидридом 2-х кислот: хлоритой и хлорноватой:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 .
Аналогично диспропорционирование идет в щелочах:
2ClO 2 + 2NaОH = NaClO 2 + NaClO 3 + Н 2 О.
При окислительно-восстановительной двойственности преобладают окислительные свойства:
2ClO 2 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O,
PbO + 2ClO 2 + 2NaOH = PbO 2 + 2NaClO 2 + H 2 O.
Применяется для отбелки бумажной массы и в некоторых других технологических процессах.
Соединения хлора (+5)
Из соединений, в которых хлор проявляет степень окисления +5, известны пентафторид ClF 5 , оксотрифторид ClOF 3 , диоксофторид ClO 2 F и производные триоксохлорат (V)-аниона [СlOз] – , триоксофторохлорат(V)-аниона 2– , оксотетрафторохлорат (V)-аниона – .
Молекула ClF 5 имеет формулу тетрагональной пирамиды. Пентафторид хлора это малодиосоциирующая жидкость, устойчив до 200°С. Его получают фторированием ClF 3:
ClF 3 + F 2 = ClF 5 .
Оксотрифторид хлора ClOF 3 образуется при действии на смесь ClF 3 и OF 2 ультрафиолетовых лучей:
2ClF 3 + OF 2 = ClF 5 + ClOF 3 .
Это соединение легко разлагается на ClF 3 и O 2 . Является кислотным соединением.
Диоксофторид хлора ClO 2 F (хлорилфторид) – бесцветный довольно устойчивый газ. Получают его фторированием СlO 2 . Хлорилфторид – кислотное соединение; его гидролиз идет по схеме:
ClO 2 F + Н 2 O = НСlO 3 + HF.
Оксид хлора (V) неизвестен. Производные [ СlO 3 ] – называют хлоратами. Наибольшее практическое значение имеет хлорат калия КСlO 3 (бертолетова соль). Его получают пропусканием хлора через горячий раствор КОН:
6KОН + 3Сl 2 = 5KСl + KСlO 3 + 3Н 2 O
или электролизом горячего раствора KСl. Поскольку KСlO 3 мало растворим в воде, его легко отделяют от KСl охлаждением раствора.
Триоксохлорат (V) водорода НСlO 3 в свободном состоянии не выделен. В отличие от НСlO и НСlO 2 известны его концентрированные растворы (до 40 %). В водных растворах НСlO 3 – сильная кислота, называемая хлорноватой. Ее обычно получают обменной реакцией:
Ва(СlO 3) 2 (р) + H 2 SО 4 (p) = BaSО 4 (т) + 2НСlO 3 (р).
Хлорноватая кислота по свойствам напоминает азотную кислоту, в частности, ее смесь с соляной кислотой – сильный окислитель, напоминающий по свойствам «царскую водку».
При нагревании хлораты диспропорционируют:
4KСlO 3 = 3KСlO 4 + KСl,
а в присутствии катализатора (MnO 2) распадаются с выделением кислорода:
2KСlO 3 = 2КСl + 3O 2 .
При нагревании триоксохлораты (V) – сильные окислители. В смеси с восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы. Бертолетову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия NaClO 3 применяется в качестве средства для борьбы с сорняками.
Cоединения хлора (+6)
Триоксид хлора ClO 3 – неустойчивый короткоживущий радикал, который самопроизвольно димеризуется в Cl 2 O 6 .
Оксид Cl 2 O 6 в обычных условиях – темно-красная маслообразная жидкость, замерзающая при +3 °С.
При обычных условиях Сl 2 О 6 постепенно разлагается. Энергично взаимодействует с водой, образуя за счет дисропорционирования хлорноватую и хлорную кислоты:
Сl 2 О 6 + Н 2 О = НСlО 3 + HClO 4 .
Аналогично взаимодействует со щелочами:
Сl 2 О 6 + 2NaОH = NaСlО 3 + NaClO 4 + H 2 O.
При соприкосновении с органическими веществами Cl 2 O 6 взрывается.
Соединения хлора (+7)
Высшая степень окисления хлора +7 проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечающих им анионных комплексах:
Cl 2 O 7 ClO 3 F ClO 2 F 3 ClOF 5 ClF 7
– – – - -
Оксид хлора (VII) C1 2 O 7 – бесцветная жидкость
Получается при нагревании смеси оксохлората (VII) водорода и оксида фосфора (V):
2НСlO 4 + Р 2 O 5 = Сl 2 O 7 + 2Н 3 РO 4 .
Молекула С1 2 O 7 полярна. В ней согласно электронографическому исследованию два тетраэдра объединены посредством атома кислорода:
Оксид Сl 2 O 7 относительно устойчив, но при нагревании (выше 120° С) разлагается со взрывом.
Тетраоксохлорат (VII)-ион имеет тетраэдрическое строение, что в рамках теории валентных связей соответствует sр 3 -гибридизации валентных орбиталей атома хлора, стабилизированной за счет π-связей.
Тетраоксохлораты (VII) (перхлораты) весьма многочисленны. Большинство их хорошо растворимо в воде. Тетраоксохлорат (VII) водорода НСlO 4 – бесцветная жидкость, способная взрываться. Строение молекулы НСlO 4 приведено ниже:
Тетраоксохлорат (VII) водорода хорошо растворим в воде. Раствор является хлорной кислотой.
Хлорная кислота – одна из наиболее сильных кислот. Ее получают действием концентрированной H 2 SO 4 на KСlO 4.
