Характеристика элементов VII группы главной подгруппы Хлор Выполнила Ширяева София ХБ-5

Э: FClBrIAt ns 2 np 5 p-элементы, типические ndº 2dº 3d 10 4s 2 4p 5 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 кайносимметричность хар. В(Э):11, 3, 5, 71, 3, 5 хар. С.О.(Э): 1, 0, (+4), (+6) (+4) +1, +3, +5, +7 r ков. ; I ; Е са ; (ЭО) ; немет. св-ва ; мет н/металл Характеристика элементов подгруппы VIIA

Характеристические соединения HFF 2 HClCl 2 Cl 2 OClO 2 ClO 3 Cl 2 O 7 HClOHClO 2 HClO 3 HClO 4 NaClONaClO 2 KClO 3 KClO 4 Ca(ClO) 2 Ba(ClO 3 ) 2 Mg(ClO 4 ) 2 HBrBr 2 HBrOHBrO 3 HBrO 4 NaBrO 3 KBrO 4 HII 2 I 2 O 5 H 5 IO 6 HIOHIO 3 K 5 IO 6 KIO 3 KH 4 IO 6

В природе сколько: кора, w % , ? относительно многомало степень конц-ии: рудообразующие рассеянные состояние: Минеральные формы: связанные CaF 2 Плавиковый шпат 3Ca 3 (PO 4 )CaF 2 Фторапатит NaCl Галит KCl Сильвин KClMgCl26H2O карналлит Скважины Водоросли Вулканы Э: F ClBrI At

Нахождение в природе В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: Галит NaCl Галит синий. Нью-Мексико, США Галит (фиолетовый). Саксония-Анхальт, Германия.

Сильвин KCl Сильвин, Германия. Музей им. А.Е.Ферсмана Сильвин и галит, Соликамск. Музей им. А.Е.Ферсмана Сильвинит KCl · NaCl Сильвинит. Верхнекамское месторождение (Пермский край) Сильвинит или калийная соль. Добыча

Бишофит MgCl 2 ·6H 2 O Бишофит. Минерал Волгоградской области

Карналлит KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O Рудник 2, Прикарпатье, УкраинаГалит и карналлит

Каинит KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О Каинит. Брауншвейг, Германия Калуш,Украина

Характеристика химического элемента Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17 Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль) Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17 Строение атома:

Электронная формула: Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7 Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ) Сродство к электрону: 349 (кДж/моль) Электроотрицательность по Полингу: 3,20

Характеристика простого вещества Тип связи: ковалентная неполярная Молекула двухатомная Изотопы: 35 Cl (75,78 %) и 37 Cl(24,22 %) Тип кристаллической решетки: молекулярная Молекулярная кристаллическая решётка

Термодинамические параметры ПараметрЗначение ΔH° обр. (298 К, газ) 0 (кДж/моль) S° обр (298 К, газ) 222,9 (Дж/моль·K) ΔH плавления 6,406 (кДж/моль) ΔH кипения 20,41 (кДж/моль) Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х 243 (кДж/моль) Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х 1150 (кДж/моль)

Физические свойства СвойствоЗначение Цвет (газ)Жёлто-зелёный Температура кипения 34 °C Температура плавления 100 °C Температура разложения (диссоциации на атомы) ~1400 °C Плотность (газ, н.у.)3,214 г/л Теплоемкость (298 К, газ) 34,94 (Дж/моль·K) Критическая температура 144 °C Критическое давление76 атм Запах Резкий, удушающий

Химические свойства 1. Реакция дисмутации («хлорная вода») 1 стадия: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl 2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород 2. Окисление простых веществ a) с водородом: Cl 2 + H 2 = 2HCl б) с металлами: Cl 2 + 2Na = 2NaCl в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами: 3Cl 2 + 2P = 2PCl 3 С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!

3. Взаимодействие со сложными веществами а) с водой: см. выше реакция дисмутации б) с кислородсодержащими кислотами: не реагирует! в) с растворами щелочей: на холоду: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O при нагревании: 3Cl KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O д) со многими органическими веществами: Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl

Важнейшие соединения хлора Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) Бесцветный, термически устойчивый газ (при н.у.) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При растворении в воде протекают следующие процессы: HCl г + H 2 O ж = H 3 O + ж + Cl ж Процесс растворения сильно экзотермичен. Соляная кислота образует соли хлориды

Свойства соляной кислоты: Очень устойчива к нагреванию В воде кислота Слабый окислитель по протону Под действием сильных окислителей анион окисляется HCl t°

Как окислитель реагирует: Mg + 2 HCl MgCl 2 + H 2 Конц. соляная кислота реагирует с медью: 2 Cu + 4 HCl 2 H[CuCl 2 ] + H 2 FeO + 2 HCl FeCl 2 + H 2 O При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства: MnO HCl MnCl 2 + Cl H 2 O При нагревании окисляется кислородом (катализатор хлорид меди(II) CuCl 2 ): 4 HCl + O 2 2 H 2 O +2 Cl 2

Смесь 3v HCl : 1v HNO 3 называется «царской водкой». Она способна растворять даже золото и платину. 4 H 3 O Cl + NO 3 = NOCl + Cl H 2 O Расстворение идет благодаря высокой концентрации хлорид-ионов : 3 Pt + 4 HNO HCl 3 H 2 [PtCl 6 ] + 4 NO + 8 H 2 O Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение): R-CH=CH 2 + HCl R-CHCl-CH 3 R-CCH + 2 HCl R-CCl 2 -CH 3

Оксиды хлора СвойствоCl 2 OClO 2 (ClOClO 3 ) Cl 2 O 4 Cl 2 O 6 (ж)2ClO 3 (г) Cl 2 O 7 Цвет и состояние при комн. температуре Жёлто- коричневый газ Жёлто- зелёный газ Светло-жёлтая жидкость Тёмно-красная жидкость Бесцветная жидкость Степень окисления хлора (+1)(+4)(+1), (+7)(+6)(+7) Т. пл., °C120, ,591,5 Т. кип., °C2,01144, d (ж, 0°C), г*см - 3 1,641,8062,02 ΔH° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 80,3102,6~180(155)272 ΔG° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 97,9120,6 S° обр (газ, 298 К), Дж*K -1 *моль ,9256,7327,2 Дипольный момент μ, Д 0,78 ± 0,081,78 ± 0,010,72 ± 0,02

Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (Cl 2 O) В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. При больших концентрациях взрывоопасен. Самопроизвольно медленно разлагается: Кислотный и солеобразующий. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты: Быстро реагирует со щелочами: Cl 2 O + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + H 2 O

Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO 2 ) В нормальных условиях газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO 2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету. Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы на свету медленно разлагаются:

Проявляет окислительно-восстановительные свойства. 2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (разб.) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2HCl + 4H 2 O ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2 ClO 2 + 2NaOH хол. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O ClO 2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы. Выгодным считается обеззараживание воды при помощи диоксида хлора. Но в наши дни этот метод практически не применяется.

Хлорноватистая кислота (HClO) Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах. В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO : Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли гипохлориты сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор: HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H 2 O

Хлористая кислота (HClO 2 ) Одноосновная кислота средней силы. В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается: Нейтрализуется щелочами. HClO 2 + NaOH (разб. хол.) = NaClO 2 + H 2 O Ангидрид этой кислоты неизвестен. Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов. Преимущественно сильный окислитель: 5HClO 2 + 3H 2 SO 4 (разб.) + 2KMnO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Хлорноватая кислота (HClO 3 ) Сильная одноосновная кислота. Соли – хлораты.В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается: Легко восстанавливается до соляной кислоты: HClO 3 + 5HCl (конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O HClO 3 + NaOH (разб.) = NaClO 3 + H 2 O При пропускании смеси SO 2 и воздуха образуется диоксид хлора:

Получение Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение: Метод Шееле Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

Получение Метод Дикона Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Электрохимические методы Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов

Применение

Физиологическое действие Хлор токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная 0,03 мг/м³; максимально разовая 0,1 мг/м³. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3.

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома 0,5 мг/м³. Летальня доза для человека перорально составляет 14 мг/кг. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух. Для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Рекомендуется обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита Ca 5 F(PO 4 ) 3. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома. Малое содержание фтора разрушает эмаль за счет вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Астат. Будучи схожим по химическим свойствам с иодом, астат радиотоксичен. При попадании в организм концентрируется в печени. Как и иод, астат способен накапливаться в щитовидной железе. Альфа- излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе к образованию опухолей. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных железах. Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1-2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30-50%. Предельно допустимая концентрация связанного фтора в воздухе промышленных помещениях равна 0,0005 мг/литр воздуха.