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 Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.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.
Характеристика элементов VII
группы главной подгруппы
Хлор
Характеристика элементов подгруппы VIIA
Э: F
Cl
Br
I
At
ns2np5 − pэлементы, типические
2dº
3d104s24p5
ndº
4f145d106s26p5
хар. В(Э):
1
хар. С.О.(Э):
кайносимметричность
1, 3, 5, 7
−1, 0,
1, 3, 5
+1, +3, +5, +7
(+4), (+6)
rков. ; I; Еса ; (ЭО) ; немет. свва ; мет
(+4)
н/металл
Характеристические соединения
1
HF
HCl
0
F2
Cl2
+1
+3
+4
+5
+6
+7
Cl2O
HClO
HClO2
NaClO
NaClO2
ClO2
ClO3
HClO3
KClO3
Cl2O7
HClO4
KClO4
Ca(ClO)2
Ba(ClO3)2
Mg(ClO4)2
HBr
Br2
HBrO
HI
I2
HIO
HIO3
HBrO3
NaBrO3
I2O5
KIO3
K5IO6
HBrO4
KBrO4
H5IO6
KH4IO6
Э:
F
Cl
8∙102
4,5∙10−2
относительно много
Br
В природе
3∙10−5
I
1∙10−4
мало
At
?
сколько:
кора, w %
степень
конции:
состояние:
рудообразующие
рассеянные
связанные
Минеральные формы:
CaF2
Плавиковый шпат
3Ca3(PO4)∙CaF2
Фторапатит
NaCl
Галит
KCl
Сильвин
KCl∙MgCl2∙6H2O
карналлит
Скважины
Водоросли
Вулканы
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 (фиолетовый). Саксония-
Анхальт, Германия.
Галит синий. Нью-Мексико, США
Сильвин KCl
Сильвин, Германия. Музей
им. А.Е.Ферсмана
Сильвинит KCl · NaCl
Сильвин и галит,
Соликамск. Музей им.
А.Е.Ферсмана
Сильвинит. Верхнекамское
месторождение (Пермский край)
Сильвинит или калийная
соль. Добыча
Бишофит MgCl2·6H2O
Бишофит. Минерал
Волгоградской области
Карналлит KCl·MgCl2·6Н2O
Рудник №2, Прикарпатье, Украина
Галит и карналлит
Каинит KCl·MgSO4·3Н2О
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: 35Cl (75,78 %) и 37Cl(24,22 %)
• Тип кристаллической решетки:
молекулярная
Молекулярная кристаллическая
решётка
Термодинамические параметры
Параметр
ΔH°обр. (298 К, газ)
S°обр (298 К, газ)
ΔHплавления
ΔHкипения
Энергия
гомолитического
разрыва связи Х-Х
Энергия
гетеролитического
разрыва связи Х-Х
Значение
0 (кДж/моль)
222,9 (Дж/моль·K)
6,406 (кДж/моль)
20,41 (кДж/моль)
243 (кДж/моль)
1150 (кДж/моль)
Физические свойства
Свойство
Цвет (газ)
Температура кипения
Температура плавления
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
Плотность (газ, н.у.)
Теплоемкость (298 К, газ)
Критическая температура
Критическое давление
Запах
Значение
Жёлто-
зелёный
−34 °C
−100 °C
~1400 °C
3,214 г/л
34,94
(Дж/моль·K)
144 °C
76 атм
Резкий,
удушающий
Химические свойства
1. Реакция дисмутации («хлорная вода»)
1 стадия: Cl2 + H2O = HCl + HOCl
2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород
2. Окисление простых веществ
a) с водородом:
Cl2 + H2 = 2HCl
б) с металлами:
Cl2 + 2Na = 2NaCl
в) с некоторыми менее
электроотрицательными неметаллами:
3Cl2 + 2P = 2PCl3
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: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
при нагревании: 3Cl2+ 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
д) со многими органическими веществами:
Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl
C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl
Важнейшие соединения хлора
Хлоо́роводороо́д, хлоо́ристый водороо́д (HCl)
термически
Бесцветный,
устойчивый газ (при н.у.) с резким запахом,
дымящий во влажном воздухе, легко
растворяется
в воде с
образованием хлороводородной (соляной) к
ислоты.
При растворении
следующие процессы:
HClг + H2Oж = H3O+
Процесс растворения сильно экзотермичен.
воде протекают
в
ж + Cl−
ж
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 → MgCl2 + H2↑
Конц. соляная кислота реагирует с медью:
2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑
FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O
При действии сильных окислителей или
при электролизе хлороводород проявляет
восстановительные свойства:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O
При нагревании окисляется кислородом
(катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑
Смесь 3v HCl : 1v HNO3 называется «царской
водкой».
Она способна растворять даже золото и платину.
4 H3O+ + 3 Cl− + NO3− = NOCl + Cl2 + 6 H2O
Расстворение идет благодаря высокой
концентрации хлорид-ионов :
3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O
Для хлороводорода также характерны реакции
присоединения к кратным связям
(электрофильное присоединение):
R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3
Свойство
Cl2O
Цвет
состояние
комн.
температуре
и
при
Жёлто
коричневый газ
Степень
окисления хлора
(+1)
Т. пл., °C
Т. кип., °C
−120,6
2,0
d (ж, 0°C), г*см3 —
298
ΔH°обр(газ,
К), кДж*моль1 80,3
ΔG°обр(газ,
К), кДж*моль1 97,9
S°обр(газ, 298 К),
Дж*K1*моль1
298
265,9
Дипольный
момент μ, Д
0,78 ± 0,08
1,78 ± 0,01
—
Оксиды хлора
(ClOClO3) Cl2O4
ClO2
Cl2O6(ж) 2ClO↔
3(г)
Cl2O7
Жёлтозелёный
газ
Светложёлтая
жидкость
Тёмнокрасная
жидкость
Бесцветная
жидкость
(+4)
−59
11
1,64
102,6
120,6
256,7
(+1), (+7)
−117
44,5
1,806
~180
—
327,2
(+6)
3,5
203
—
(155)
—
—
—
(+7)
−91,5
81
2,02
272
—
—
0,72 ± 0,02
(I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой
Оксид хлора
кислоты (Cl2O)
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:
Cl2O + 2NaOH(разб.) = 2NaClO + H2O
Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO2)
В нормальных условиях газ красновато-жёлтого
цвета, с характерным запахом. При температурах
ниже 10 °C ClO2 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.
2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCl +
4H2O
ClO2 + O3 = ClO3 + O2
ClO2 + 2NaOHхол. = NaClO2 + NaClO3 + H2O
ClO2 реагирует
со
с
многими
органическими
соединениями и выступает окислителем средней
Выгодным считается обеззараживание воды при
силы.
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
соли — гипохлориты —
Реагирует
молекулярный хлор:
сильные
кислотой HCl,
её
окислители.
образуя
кислота и
с
соляной
HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H2O
свободном
виде неустойчива, даже
Хлористая кислота (HClO2)
Одноосновная кислота средней силы.
В
в
разбавленном водном растворе она быстро
Нейтрализуется щелочами.
разлагается:
HClO2 + NaOH(разб. хол.) = NaClO2 + H2O
Ангидрид этой кислоты неизвестен.
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов.
Преимущественно сильный окислитель:
5HClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 +
K2SO4 + 3H2O
Хлорноватая кислота (HClO3)
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:
HClO3 + 5HCl(конц.) = 3Cl2 + 3H2O
HClO3 + NaOH(разб.) = NaClO3 + H2O
При пропускании смеси SO2 и воздуха
образуется диоксид хлора:
Получение
методы
Химические
хлора
малоэффективны и затратны. На сегодняшний
день имеют в основном историческое значение:
получения
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 кислоро
дом воздуха.
Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных масштабах
получают вместе с гидроксидом
натрия и водородом путём электролиза раствора п
оваренной соли, основные процессы которого
можно представить суммарной формулой:
Самые большие запасы хлора содержатся
в составе солей вод морей и океанов
Физиологическое действие
Хлор — токсичный удушливый газ, при
в лёгкие вызывает ожог лёгочной
попадании
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).
атмосферном
воздухе
следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³;
максимально разовая — 0,1 мг/м³.
ПДК хлора
в
спецодеждой,
При работе с хлором следует пользоваться
защитной
противогазом,
перчатками. На короткое время защитить органы
дыхания от попадания в них хлора можно
смоченной
тряпичной
раствором сульфита
натрия
Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.
повязкой,
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
концентрациях — спазмы дыхательных
путей, удушье.
высоких
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
смоченным нашатырным
время пользоваться
спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу
пострадавшего. Рекомендуется обильное питьё теплого
молока с минеральной водой или содой, кофе.
тампоном,
Жидкий бром при попадании на кожу вызывает
Фтор является жизненно необходимым для организма
элементом. В организме человека фтор, в основном, содержится
в эмали зубов в составе фторапатита — Ca5F(PO4)3. При
недостаточном
(менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или
избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом
кариес
могут
и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома.
заболевания
развиваться
зубов:
Малое содержание фтора разрушает эмаль за счет
образованием
из фторапатита
с
вымывания фтора
гидроксоапатита, и наоборот.
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 12 % раствором
фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить
вероятность появления кариеса на 3050% .
Предельно допустимая концентрация связанного фтора в воздухе
промышленных помещениях равна 0,0005 мг/литр воздуха.
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.
галогены3.ppt
