Нахождение в природе

Хлор – это неметалл. Он является довольно распространенным элементом в природе (11 место по массе и 12 место по числу атомов среди всех элементов). На Земле он встречается, главным образом, в связанном виде и входит в состав солей хлороводородной кислоты: KCl, NaCl, MgCl₂ и др., которые образуют как самостоятельные месторождения на суше, так и в больших количествах растворены в водах морей и океанов. В природных соединениях хлор находится в виде изотопов ³⁵Cl и ³⁷Cl, мольные доли которых равны, соответственно, 75,53% и 24,47%. Важнейшими минералами, содержащими хлор, являются галит (каменная или поваренная соль) NaCl, сильвит KCl, сильвинит KCl  NaCl, карналлит KCl  MgCl₂  6H₂O, каинит KCl  MgSO₄  3H₂O, бишофит MgCl₂  6H₂O. В свободном состоянии в природе хлор не встречается, в небольших количествах может содержаться в вулканических газах, выделяющихся при извержении вулканов.

Физические свойства простого вещества

Хлор образует простое вещество Cl₂ (с таким же названием). Это газ желто-зеленого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха, плохо растворим в H₂O (0,7 г на 100 г H₂O при 20^оС), но зато хорошо – в неполярных органических растворителях (например, в CCl₄). Хлор чрезвычайно ядовит и поражает органы дыхания. Аллотропных модификаций нет.

Получение простого вещества

В лаборатории Cl₂ получают действием на соляную кислоту KMnO₄, MnO₂, KClO₃:

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

KClO₃ + 6HCl = KCl + 3Cl₂ + 3H₂O

Могут быть использованы и другие окислители: PbO₂, K₂Cr₂O₇, Ca(ClO)₂.

В промышленности Cl₂ получают электролизом растворов или расплавов хлоридов (NaCl, KCl)

2NaCl + 2H₂O H₂ ↑ + Cl₂ ↑ + 2NaOH (электролиз раствора)

2KCl 2K + Cl₂ ↑ (электролиз расплава)

Химические свойства

Элемент Cl в таблице Менделеева находится в третьем периоде, VIIА группе. Порядковый номер – 17. Заряд ядра – +17. Вокруг ядра вращается 17 электронов. Графическая электронная формула выглядит следующим образом:

На внешнем электронном уровне находится только один неспаренный электрон. Следовательно, в обычном состоянии атом Cl в соединениях будет проявлять валентность 1, образуя только одну ковалентную связь по обменному механизму. Однако в возбужденном состоянии число неспаренных электронов может увеличиваться до 3, 5 или 7 за счет распаривания электронных пар, и в этом случае валентность хлора будет равна 3, 5 или 7.

Хлор в соединениях может проявлять как положительную, так и отрицательную степень окисления.

Положительную степень окисления он будет проявлять при взаимодействии с атомами более электроотрицательных элементов, чем сам (F, O, N). В этом случае хлор выступает в роли восстановителя и отдает с внешнего слоя свои неспаренные электроны. Величина степени окисления равна при этом или +1 (в невозбужденном состоянии), или +3, +5, +7 (в возбужденном состоянии).

Из соединений такого рода для хлора наиболее известны его кислородные соединения. Хотя непосредственно между собой Cl₂ и O₂ не взаимодействуют, однако косвенным путем можно синтезировать 4 оксида:

.

Это кислотные оксиды, при растворении в H₂O они образуют соответствующие кислоты: H O, H O₂, H O₃, H O₄.

В оксидах ClO₂ и СlO₃ атомы хлора являются валентно-ненасыщенными и содержат на внешнем слое один неспаренный электрон, проявляя тем самым нехарактерную для них степень окисления +4 и +6. Эти оксиды неустойчивы, в водных растворах диспропорционируют с образованием двух кислот:

2 O₂ + H₂O = H O₂ + H O₃

2 O₃ + H₂O = H O₃ + H O₄

Отрицательную степень окисления хлор проявляет при взаимодействии с менее электроотрицательными элементами, чем сам (S, C, P, H, Si, металлы). При этом он выступает в роли окислителя и забирает от атомов других элементов один недостающий до завершения внешнего слоя электрон. Величина степени окисления при этом равна -1.

При непосредственном взаимодействии Cl₂ и F₂ , в зависимости от условий, могут образовывать 3 различных фторида:

Cl₂ + F₂ = 2

Cl₂ + 3F₂ = 2

Cl₂ + 5F₂ = 2

Из соединений хлора с азотом наиболее известен (нитрид хлора), однако его получают косвенным путем:

NH₄Cl + 3Cl₂ 4HCl + Cl₃N

Хлор при нагревании реагирует практически со всеми металлами (в том числе и с золотом), образуя соли хлороводородной кислоты:

Cl₂ + 2Na 2NaCl – натрий-хлорид

3Cl₂ + 2Al 2AlCl₃ – алюминий-хлорид

3Cl₂ + 2Au = 2AuCl₃ – золото(III)-хлорид

Cu + Cl₂ CuCl₂ – медь(II)-хлорид

При нагревании с серой и фосфором – Cl₂ в зависимости от условий образует несколько соединений, в которых эти элементы проявляют различную степень окисления:

S + Cl₂ Cl₂ (неустойчивое соединение и при образовании в избытке Cl₂ переходит в SCl₄: SCl₂ + Cl₂ = SCl₄):

S + 2Cl₂

2P + 3Cl₂ = 2 (при недостатке Cl₂)

2P + 5Cl₂ = 2 (в избытке Cl₂)

При нагревании с Si хлор образует тетрахлорид кремния:

Si + 2Cl₂

С углеродом хлор образует аналогичное соединение CCl₄ (четыреххлористый углерод или тетрахлорид углерода). Однако его получают косвенным путем:

CH₄ + 4Cl₂ CCl₄ + 4HCl

Это цепная реакция. Она протекает по радикальному механизму и при ее осуществлении происходит последовательное замещение атомов водорода в молекуле метана на атомы хлора:

CH₄ + Cl₂ CH₃Cl + HCl

CH₃Cl + Cl₂ CH₂Cl₂ + HCl и т.д.

Хлор при облучении ультрафиолетом энергично реагирует с водородом:

H₂ + Cl₂ 2HCl

Это тоже цепная реакция, протекающая по радикальному механизму.

Хлор реагирует также и со сложными веществами, проявляя, главным образом, окислительные свойства.

Так, при растворении в воде Cl₂ частично реагирует с ней, образуя 2 кислоты: соляную и хлорноватистую:

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Эта реакция является обратимой и равновесие ее сильно смещено в левую сторону. Образующаяся хлорноватистая кислота HClO неустойчива и уже при обычных условиях (особенно на свету) разлагается с выделением атомарного кислорода:

HClO = HCl + O,

который значительно усиливает окислительные свойства хлорной воды. В ней погибают микроорганизмы, обесцвечиваются органические красители.

При нагревании HClO разлагается иначе

3HClO 2HCl + HClO₃

При взаимодействии Cl₂ с водным раствором щелочи вместо кислот образуются их соли и выход продуктов резко возрастает, так как реакция становится необратимой:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

Раствор Cl₂ в водном KOH или NaOH называют жавелевой водой.

Если пропускать Cl₂ в горячий раствор щелочи, то вместо гипохлорита образуется хлорат

3Cl₂ + 6KOH_р-р 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

При растворении Cl₂ в холодном растворе Ca(OH)₂ образуется белильная или хлорная известь: смесь СаCl₂ и Са(ClО)₂

2Cl₂ + 2Са(ОН)₂ = Са(ClО)₂ + СаCl₂ + 2H₂O

Хлор может вытеснять Br₂ и I₂ из их соединений c металлами и водородом.

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

2HI + Cl₂ = 2HCl + I₂

Хлор может также замещать атомы Н в молекулах органических соединений (алканах, аренах):

С₂Н₆ + Cl₂ C₂H₅Cl + НCl

этан

С₆Н₆ + Cl₂ C₆H₅Cl + НCl

бензол

или присоединяться по месту разрыва кратной связи.

СН₂ = СН₂ + Сl₂ → CH₂ – CH₂ (1,2-дихлорэтан)

этилен | |

Cl Cl

- (1,2,3,4,5,6-гексахлорциклогексан)

Хлор является достаточно сильным окислителем и может окислять многие сложные вещества, в составе которых есть атомы с промежуточной или низшей степенью окисления:

Н₂ + Cl₂ 2НCl + S↓

2 Cl₂ + Cl₂ 2FeCl₃