Хлор

17	Сера ← Хлор → Аргон
F; ↑; Cl; ↓; Br	17Cl
Внешний вид простого вещества
	Жидкий хлор в запаянном сосуде под давлением
Свойства атома
Имя, символ, номер	Хлор / Chlorum (Cl), 17
Группа, период, блок	17 (устар. 7), 3, ; p-элемент
Атомная масса ; (молярная масса)	[35,446; 35,457] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s23p5; 1s22s22p63s23p5
Радиус атома	99 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	102±4 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность	3,16 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	+1,3595
Степени окисления	-1, 0, +1, +3, +4, +5, +6, +7
Энергия ионизации ; (первый электрон)	1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	3,21 г/л; ; (жидкая фаза при −35 °C) 1,557 г/см3; ; (твердая фаза при −105 °C) 1,9 г/см³
Температура плавления	172,2К; −100,95 °C
Температура кипения	238,6К; −34,55 °C
Критическая точка	416,9 К, 7,991 МПа
Теплота плавления	6,41 кДж/моль
Теплота испарения	20,41 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	21,838 Дж/(K·моль)
Молярный объём	(ж) 18,7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	Орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,009 Вт/(м·К)

Хлор — химический элемент VII группы Периодической системы химических элементов Дмитрия Ивановича Менделеева. Название происходит от греческого слова «χλωρóς», что означает «зелёный». Это связано с тем, что хлор при обычных условиях — газ желто-зелёного цвета, с резким удушливым запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит. Простое вещество хлор образовано двухатомной молекулой (Cl₂). В природе встречается только в виде соединений, преимущественно хлоридов — солей соляной кислоты. В промышленности хлор получают электролизом раствора поваренной соли. Хлор убивает болезнетворные бактерии, применяют для обеззараживания питьевой воды. Кроме этого он обладает отбеливающим действием и является компонентом для получения поливинил хлорида^[1].

История открытия элемента

Карл Шееле

Газообразный хлор был получен шведским химиком Карлом Шееле в 1774 году. Учёный исследовал чёрную магнезию (Magnesia nigra — пиролюзит) и обнаружил, что она растворяется в холодной соляной кислоте с образованием раствора темно-коричневого цвета. Шееле собрал газ в пузырь и, наблюдая за ним, заметил, что газ разъедает пробки, обесцвечивает живые цветы, действует на все, кроме золота, металлов, образует дым, смешанный с аммиаком, а при соединении с содой — обычную соль^[2]. В 1809 году Луи Гей-Люссак и Жак Тенар пропускали соляную кислоту над углем в раскаленной фарфоровой трубке. На выходе из трубы газ остался неизменным, как и уголь. Дэви повторил эти опыты и попытался электролитически разложить окисленную соляную кислоту, но в обоих случаях «кислота» не показала никаких изменений. Исследуя действие «кислоты» на металлы и их окислы металлов, Дэви установил образование хлористых солей. Отсюда следовало, что окисленная соляная кислота является элементарным веществом, и Дэви решил дать ей новое название: хлор или газообразный хлор. Газ имел желто-зелёный цвет, отсюда и его название от греч. — желто-зелёный. Аргументы Дэви были приняты большинством химиков. В 1812 году Гей-Люссак предложил изменить название газа на «хлор», что было общепринято во всех странах, кроме Англии и США. Свойство хлора легко соединяться с щелочными металлами с образованием хлоридов дало повод Швейгеру предложить в 1811 году название галоген (солеобразователь, раствор соли)^[3].

Положение элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома

В Периодической системе химических элементов Дмитрия Ивановича Менделеева хлор находится в главной подгруппе VII группы. Элнектронная структура хлора 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁵. В соединениях проявляет степень окисления: −1; +1; +3; +4; +5; +7. Хлор наиболее устойчив в степени окисления −1 и +7. Атомная масса хлора составляет 35,453. Хлор имеет два стабильных изотопа с массовыми числами 35 и 37^[4].

Нахождение в природе

Минерал — галит

Содержание хлора в земной коре составляет 4,5*10⁻²%. Вследствие высокой реакционной способности хлор в чистом виде встречается только в вулканических газах. В связанном виде он находится в горных породах, морской, речной и озерной водах, в растительных и животных организмах. Связанный хлор является составной частью многих минералов, например таких, как галит NaCl, сильвин KCl, сильвинит KCl*NaCl, карналит KCl*MgCl₂*6H₂O^[5].

Физические свойства

Минерал сильвинит

При обычных условиях хлор — желто-зелёный газ, обладающий резким, специфическим запахом. В 2,5 раза тяжелее воздуха. Хлор обладает сильным удушливым запахом. Вдыхание его даже в небольших количествах может привести к воспалению со смертельным исходом. В качестве противоядия при острых отравлениях применяют вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание чистого кислорода или паров нашатырного спирта^[2].

Химические свойства

Хлор — желто-зелёный газ

Хлор является очень активным химическим элементом. Взаимодействует с большинством элементов периодической системы, за исключением кислорода, азота, углерода и иридия^[1].

1.	Взаимодействие хлора с водородом
	Cl₂ + H₂ = ^(hv) 2HCl + Q
2.	Взаимодействие хлора с серой
	Cl₂ + S = SCl₂ или (S₂Cl₂)
3.	Взаимодействие хлора с фосфором
	5Cl₂ _(изб) + 2P = 2PCl₅
	3Cl₂ _(нед) + 2P = 2PCl₃
4.	Взаимодействие хлора с элементами IV А группы происходит по схеме:
	Hal + C, N₂, O₂ =
	2Hal₂ + Si = SiHal₄ (Hal = F, Cl, Br, I)
	CH₄ + 4Cl₂ = ^(hv) CCl₄ + 4HCl
5.	Взаимодействие галогенов между собой
	F₂ + Cl₂ = 2ClF
6.	Бинарные соединения, полученные в реакциях выше — неустойчивы по отношению к воде. Исключение: CHal₄ и SF₆ — устойчивы к гидролизу!
	SiCl₄ + 3H₂O = H₂SiO₃ + 4HCl
	ClF + H₂O = HClO + HF
	PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl
7.	Взаимодействие хлора с металлами.
	Cl₂ + Ca = CaCl₂
	Cl₂ + Fe = 2FeCl₃
	Cl₂ + Cu = CuCl₂
8.	Галогены не реагируют с кислородом — O_2. Оксиды галогенов — кислотные оксиды.
	Cl₂O + H₂O = 2HClO
	ClO₂ + H₂O = HClO₂ + HClO₃
	Cl₂O₆ + 2NaOH = NaClO₃ + NaClO₄ + H₂O
	Cl₂O₇ + 2NaOH = 2NaClO₄ + H₂O
9.	Взаимодействие хлора со сложными веществами
	без нагревания	t
	Cl₂ + H₂O = HClO + HCl	3Cl₂ + 3H₂O = ^(t) HClO₃ + 5HCl
	Cl₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂O	3Cl₂ + 6KOH = ^(t) KClO₃ + 5KCl + 3H₂O
	2Cl₂ + 2Ca(OH)_2охл = CaCl₂ + Ca(OCl)₂+ 2H₂O
10.	Хлор вытесняет из растворов кислоты или соли менее активный галоген
	Cl₂ + 2HBr = Br₂ + 2HCl Cl₂ + 2NaBr = Br₂ + 2NaCl
	Cl₂ + H₂S = 2HCl + S / Br₂ + H₂S = 2HBr + S
	4Cl₂ + H₂S + H₂O = 8HCl + H₂SO₄
11.	Хлор — окислитель
	Cl₂ + Na₃SO₃ + H₂O = 2HCl + Na₂SO₄
	2Cl₂ + MnSO₄ + 8KOH = K₂MnO₄ + 4KCl + K₂SO₄ + 4H₂O
	3Cl₂ + 2CrCl₃ + 16KOH = 12KCl + 2K₂CrO₄ + 8H₂O
	6FeSO₄ + 3Cl₂ _(р-р) = 2Fe(SO₄)₃ +2FeCl₃
13.	Взаимодействие между галогенами в водном растворе
	5Сl₂ + Br₂ + H₂O = 10HCl + 2HBrO₃
	5Сl₂ + I₂ + H₂O = 10HCl + 2HIO₃
	5Сl₂ + Br₂ + 12KOH = 10KCl + 2KBrO₃ + 6H₂O

Получение хлора

Электролиз водного раствора хлорида натрия

В промышленности хлор получают в больших количествах путем электролиза как расплавов, так и растворов хлоридов. При электролизе водного раствора с применением инертных электродов на аноде выделяется Cl₂, на катоде — H₂, в растворе в катодном пространстве образуется щелочь NaOH. Хранят хлор и перевозят в стальных баллонах под давлением 6 атм^[5].

4HCl + MnO₂ = ^(t) Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O
2KMnO₄ + 16HCl = ^(t) 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O
KClO₃ + 6HCl = ^(t) KCl + 3Cl₂ + 3H₂O
14HCl + K₂Cr₂O₇ = ^(t) 3Cl₂ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O
2NaCl _{(расплав)} = ^{(электролиз)} 2Na + Cl₂
2NaCl + 2H₂O = ^{(электролиз)} NaOH + H₂ + Cl₂

Применение хлора

Для обеззараживания воды в плавательном бассейне применяют хлор, диоксид хлора, гипохлорит натрия или кальция, хлорную известь

Хлор используют для получения ряда продуктов в различных отраслях химической промышленности, и прежде всего хлорной извести, которую применяют для отбеливания. Большие количества хлора используют в качестве дезинфицирующего средства, например, для питьевой воды. Хлор необходим для синтеза хлорсодержащих органических растворителей, а также может быть применён при получении брома^[6].

Примечания

↑ ^1,0 ^1,1 Еремин, В.В. Химия: Углубленный уровень. — Москва: Дрофа, 2019. — 471 с.
↑ ^2,0 ^2,1 Ершов, Ю. А., Попков, В. А., Берлянд, А. С. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. для вузов/ Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др: Под ред. Ю. А. Ершова. - 2-е изд., испр. и доп.. — Москва: Высшая школа, 2000. — 553 с.
↑ Хлор: история открытия элемента (неопр.). Химический факультет МГУ. Дата обращения: 21 августа 2023.
↑ Галогены. Химия галогенов (неопр.). Дата обращения: 22 августа 2023.
↑ ^5,0 ^5,1 Фрумниа, Н. С., Лисенко, Н. Ф., Чернова, М. А. Аналитическая химия элементов. — Москва: Наука, 1983. — 101 с.
↑ Распространение хлора: как и где хлор используется в нашей жизни? (неопр.). Гермес-газ. Дата обращения: 22 августа 2023.

Данная статья имеет статус «готовой». Это не говорит о качестве статьи, однако в ней уже в достаточной степени раскрыта основная тема. Если вы хотите улучшить статью — правьте смело!

[:1-1] 1,0 ^1,1 Еремин, В.В. Химия: Углубленный уровень. — Москва: Дрофа, 2019. — 471 с.

[:0-2] 2,0 ^2,1 Ершов, Ю. А., Попков, В. А., Берлянд, А. С. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. для вузов/ Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др: Под ред. Ю. А. Ершова. - 2-е изд., испр. и доп.. — Москва: Высшая школа, 2000. — 553 с.

[3] Хлор: история открытия элемента (неопр.). Химический факультет МГУ. Дата обращения: 21 августа 2023.

[4] Галогены. Химия галогенов (неопр.). Дата обращения: 22 августа 2023.

[:2-5] 5,0 ^5,1 Фрумниа, Н. С., Лисенко, Н. Ф., Чернова, М. А. Аналитическая химия элементов. — Москва: Наука, 1983. — 101 с.

[6] Распространение хлора: как и где хлор используется в нашей жизни? (неопр.). Гермес-газ. Дата обращения: 22 августа 2023.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]