Физические свойства. При обычных условиях хлор — газ желто-зеленого цвета с резким запахом, ядовит. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха. В 1 объеме воды при 20 град. С растворяется около 2 объемов хлора. Такой раствор называется хлорной водой.

При атмосферном давлении хлор при -34 град. С переходит в жидкое состояние, а при -101 град. С затвердевает. При комнатной температуре он переходит в жидкое состоянии только при давлении 600 кПа (6 атм). Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует.

Химические свойства. На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов (s 2 p 5), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl — . Благодаря наличию незаполненного d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов, поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления +1, +3, +5 и +7.

В отсутствии влаги хлор довольно инертен, но в присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. Он хорошо взаимодействует с металлами:

2 Fе + 3 Сl 2 = 2 FеСl 3 (хлорид железа (III));

Cu + Сl 2 = СuСl 2 (хлорид меди (II))

и многими неметаллами:

Н 2 + Сl 2 = 2 НСl (хлороводород);

2 S + Сl 2 = S 2 Cl 2 (хлорид серы (1));

Si + 2 Сl 2 = SiСl 4 (хлорид кремния. (IV));

2 Р + 5 Сl 2 = 2 РСl 5 (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.

При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:

Сl 2 + Н 2 О = НСl + HClO.

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:

Сl 2 + 2 NaOН = NaСl + NaClО + Н 2 О.

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO — и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

3 Сl 2 + 6 NаОН = 5 NаСl + NаСlO 3 + 3 Н 2 О;

3 Сl 2 + 6 КОН = 5 КСl + КСlO 3 + 3 Н 2 О.

Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.

При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи.

При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.

Хлор — сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы, способные окисляться до более высокого валентного состояния:

2 FеСl 2 + Сl 2 = 2 FеСl 3 ;

Н 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 О = Н 2 SО 4 + 2 НСl.

Введение……………………………………………………………………………………………3

1. Символ элемента, положение его в периодической системе элементов Д.И. Менделеев. Атомная масса…………………………………………………………………………………….4

2. Строение ядра атома хлора. Возможные изотопы. Примеры………………………….5

3. Электронная формула атома: распределение электронов по уровням, подуровням, ячейкам Хунда. Возбуждённое состояние атома хлора………………………………………………….6

4. Валентность атома алюминия в стационарном и возбуждённом состояниях. Возможные степени окисления атома хлора. Окислительно – восстановительные свойства. Примеры схем перемещения электронов………………………………………………………………………….8

5. Эквиваленты хлора и его соединений. Примеры расчётов……………………………..11

6. Химические свойства хлора и его соединений. Примеры реакций……………………12

7. Виды концентраций……………………………………………………………………….15

8. Электролитическая диссоциация. Схема процесса диссоциации гидроксида. Константа диссоциации………………………………………………………………………………………17

9. Расчёт pH, pOH 0.01м раствора гидроксида или соли элемента………………………21

10. Гидролиз…………………………………………………………………………………..23

11. Качественный анализ хлора………………………………………………………………24

12. Методы количественного определения атома хлора или его соединений……………27

12.1. Гравиметрический метод анализа атома хлора………………………………………...27

13. Заключение……………………………………………………………………………….29

Список литературы………………………………………………………………………………32

Введение

Соединение с водородом - газообразный хлороводород - было впервые получено Джозефом Пристлив 1772 г. Хлор был получен в1774 г.шведским химикомКарлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействиипиролюзитассоляной кислотойв своём трактате о пиролюзите:

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать сзолотомикиноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химиитого времени теориифлогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту.БертоллеиЛавуазьев рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетическогоэлементамурия . Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которомуэлектролизомудалось разложитьповаренную сольна натрий хлор, доказав элементарную природу последнего.

1. Символ элемента, положение его в периодической системе элементов д.И. Менделеев. Атомная масса

Хлор (от греч. χλωρός - «зелёный») - элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора - дословно «галоген» переводится как солерод - но оно не прижилось и впоследствии стало общим для 17-й (VIIA) группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях - ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

Атомная масса

(молярная масса)

[комм 1] а. е. м. (г/моль)

2. Строение ядра атома хлора. Возможные изотопы. Примеры

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22%.

3. Электронная формула атома: распределение электронов по уровням, подуровням, ячейкам Хунда. Возбуждённое состояние атома хлора

Хлор в периодической системе химических элементов находится в 3 периоде, VII группе, главной подгуппе (подгуппа галогенов) .

Заряд ядра атома Z = + = + 17

Количество протонов N(p+) = 17

Количество электронов N(e-) = 17

В возбужденном сотоянии:

1) 3s2 3p5 3d0 + hn --> 3s2 3p4 3d1

3 неспаренных электрона (2 электрона на 3р-подуровне и 1 электрон на 3d-подуровне) , следовательно валентность равна 3

Пример соединения: HClO2, Cl2O3

2) 3s2 3p4 3d1 + hn --> 3s2 3p3 3d2

5 неспаренных электронов (3 электрона на 3р-подуровне и 2 электрона на 3d-подуровне) , следовательно валентность равна 5

Пример соединения: HClO3, Cl2O5

3) 3s2 3p3 3d2 + hn --> 3s1 3p3 3d3

7 неспаренных электронов (1 электрон на 3s-подуровне, 3 электрона на 3р-подуровне и 3 электрона на 3d-подуровне), следовательно валентность равна 5

4. Валентность атома алюминия в стационарном и возбуждённом состояниях. Возможные степени окисления атома хлора. Окислительно – восстановительные свойства. Примеры схем перемещения электронов

Валентные электроны: 3s2 3p5

В невозбужденном состоянии у атома хлора на 3 энергетическом уровне находится один неспаренный электрон, следовательно, невозбужденный атом хлора может проявлять валентность 1. Валентность 1 проявляется в следующих соединениях:

Газообразный хлор Cl2 (или Сl-Cl)

Хлорид натрия NaCl (или Na+ Cl-)

Хлороводород HCl (или H-Cl)

Хлорноватистая кислота HOCl (или H-O-Cl)

Окислительно – восстановительные свойства.

HCl - степень окисления хлора -1

HClO3 - степень окисления хлора +5

HClO4 - степень окисления хлора +7

Промежуточная степень окисления говорит о том, что данный элемент может проявлять как восстановительные так и окислительные свойства, это - HClO3

Окислительные свойства проявляют элементы, у которых максимальная степень окисления (она равна номеру группы, в которой находится элемент). Значит, HClO4 - окислитель.

Восстановительными свойствами обладает элемент с наменьшей степенью окисления, т.е. HCl - восстановитель.

Хлор является сильным окислителем. Различные соединения хлора могут быть использованы в качестве окислителей. Это хлор С12), хлорноватистая кислота НСЮ, соли хлорноватистой кислоты - гипохлорит натрия NaCIO или гипохлорит кальция Са(СЮ)2 и оксид хлора СЮ2.

Хлорирование применяют для удаления из сточных вод фенолов, крезолов, цианидов, сероводорода. Для борьбы с биологическими обрастаниями сооружений его используют в качестве биоцида. Применяют хлор и для обеззараживания воды.

Хлор поступает на производство в жидком виде с содержанием не менее 99,5 %. Хлор является высокотоксичным газом, он обладает способностью накапливаться и концентрироваться в небольших углублениях. С ним достаточно трудно работать. При попадании в воду происходит гидролиз хлора с образованием соляной кислоты. С некоторыми органическими веществами, которые присутствуют в растворе, С12 может вступать в реакции хлорирования. В результате образуются вторичные хлорорганические продукты, которые обладают высокой степенью токсичности. Поэтому применение хлора стремятся ограничить.

Хлорноватистая кислота НСЮ обладает такой же окислительной способностью, как и хлор. Однако ее окислительные свойства проявляются только в кислой среде. Кроме того хлорноватистая кислота является нестабильным продуктом - со временем и на свету она разлагается.

Широкое применение получили соли хлорноватистой кислоты. Гипохлорит кальция Са(СЮ)2 выпускается трех сортов с концентрацией активного хлора от 32 до 35 %. На практике используют также двухосновную соль Са(СЮ)2- 2Са(ОН)г 2Н20.

Наиболее устойчива соль гипохлорита натрия NaOCl * 5Н20, которую получают при химическом взаимодействии газообразного хлора с раствором щелочи или при электролизе поваренной соли в ванне без диафрагмы.

Оксид хлораСO2 - газ зеленовато-желтого цвета, хорошо растворим в воде, сильный окислитель. Его получают взаимодействием хлорита NaC102 с хлором, соляной кислотой или озоном. При взаимодействии оксида хлора с водой не ротекают реакции хлорирования, что исключает образование хлорорганических веществ. В последнее время проводятся широкие разработки по выяснению условий замены хлора на оксид хлора в качестве окислителя. На ряде российских заводов внедрены передовые технологии с использованием СO2.

В данном разделе рассматриваются свойства, использование хлора, действие его на организм человека, поведение в атмосфере при выбросе, поражающие действия и классификация АХОВ, поведение хлора в зависимости от способа хранения, рассмотрены примеры аварий на станциях водоподготовки.

1.3.1 Хлор как ахов, его свойства и применение

Хлор к настоящему времени утратил значение как отравляющее вещество, однако весьма широко используется в различных отраслях производства. По токсическим свойствам хлор относится к аварийно-химическим опасным веществам (АХОВ). АХОВ - химические вещества или соединения, которые при проливе или выбросе из емкости в окружающую среду способны вызвать массовое поражение людей и животных, заражение воздуха, почвы, воды, растений и различных материальных ценностей выше допустимых значений. Таких АХОВ по мере расширения производства с каждым годом становится все больше. На сегодняшний день в системе РСЧС в перечень АХОВ включены более 34 веществ.

Согласно клинической классификации хлор является АХОВ первой группы – веществом, обладающим преимущественно удушающим поражающим действием с выраженным прижигающим действием.

Физико-химические свойства. Хлор – зеленовато желтый газ с резким удушающим запахом. Плохо растворяется в воде, хорошо – в некоторых органических растворителях. В практических условиях растворимость хлора в воде незначительна и составляет 3 кг на 1 т воды. При обычном давлении сжижается при температуре – 34°С, образуя маслянистую жидкость желтовато зелёного цвета, затвердевающую при минус 101°С. Твёрдый хлор это бледно жёлтые кристаллы. Под давлением хлор сжижается уже при обычных температурах. Температура кипения сжиженного хлора –34,1°С, следовательно, даже зимой хлор находится в газообразном состоянии. При испарении образует с водяными парами белый туман. Один килограмм жидкого хлора дает 0,315 м 3 газа. Хорошо адсорбируется активным углём. Химически очень активен.

Пожаро- и взрывоопасность хлора. Негорюч, но пожароопасен, поддерживает горение многих органических веществ. В смеси с водородом взрывоопасен. При нагревании ёмкости взрывается.

Действие хлора на организм. По физиологическому действию на организм хлор относится к группе веществ удушающего действия. В момент контакта он оказывает сильное раздражающее действие на слизистую оболочку дыхательных путей и глаза. Признаки поражения наступают сразу после воздействия, поэтому хлор является быстродействующим АХОВ. Проникая в глубокие дыхательные пути, хлор разрушает лёгочную ткань, вызывая отёк лёгких. В зависимости от концентрации (токсодозы) хлора степень тяжести отравления может быть различной. При воздействии хлора уже в незначительных концентрациях наблюдается покраснение коньюктивы глаз, мягкого нёба и глотки, а также бронхит, лёгкая одышка, охриплость, чувство сдавливания в груди. Пребывание в атмосфере, содержащей хлор в концентрациях 1,5–2 г/м 3 , сопровождается появлением болевых ощущений в верхних дыхательных путях, жжением и болью за грудиной (чувство сильного сдавливания в груди), жжением и резью в глазах, слезотечением, мучительным сухим кашлем. Через 2–4 ч появляются признаки отёка лёгких. Увеличивается одышка, учащается пульс, начинается отделение пенистой жёлтоватой или красноватой мокроты. Воздействие высоких концентраций хлора в течение 10–15 мин может привести к развитию химического ожога лёгких и смерти. При вдыхании хлора в очень высоких концентрациях смерть наступает в течение нескольких минут из за паралича дыхательного центра. Антидота против хлора не существует. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 1 мг/м 3 , однако человек начинает ощущать хлор в атмосферном воздухе при превышении концентрации 3 мг/м 3 . Следовательно, если чувствуется резкий удушливый запах хлора, то работать без средств защиты уже опасно. Раздражающее действие возникает при концентрации около 10 мг/м 3 . Воздействие 100–200 мг/м 3 хлора в течение 30–60 минут опасно для жизни. Предельно допустимая концентрация хлора в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,03 мг/м 3 ; максимальная разовая 0,1 мг/м 3 .

Признаки поражения хлором. Сильное жжение, резь в глазах; слезотечение; учащённое дыхание; мучительный сухой кашель; сильное возбуждение; страх; в тяжёлых случаях остановка дыхания. При утечке или розливе хлора нельзя прикасаться к пролитому веществу, так как оставшийся в проливе хлор захолаживается до температуры -34°С.

Использование. Находит широкое применение для отбеливания тканей и бумажной массы, в производстве пластмасс, каучука, пестицидов, дихлорэтана, в цветной металлургии, а также в коммунально-бытовом хозяйстве для обеззараживания воды. Хлор хранят и перевозят к местам потребления только в сжиженном состоянии. Наиболее распространённым способом хранения и транспортировки жидкого хлора является хранение под давлением, соответствующим давлению насыщенных паров хлора при температуре окружающей среды. Обычно он хранится в цилиндрических (10–250 м 3) и шаровых (600–2000 м 3) резервуарах в сжиженном состоянии под давлением собственных паров, величина которого зависит от температуры жидкого хлора. При температуре 25°С оно составляет 8 кгс/см 2 , а при температуре 60°С – 18 кгс/см 2 . Сжиженный хлор перевозят в железнодорожных цистернах, контейнерах и баллонах, которые одновременно могут являться временными хранилищами.

Поведение в атмосфере. При разрушении емкости происходит бурное (в зависимости от давления) испарение хлора. Доля мгновенно испарившегося хлора зависит от температуры хранящегося жидкого хлора. Чем выше его температура, тем большая доля хлора практически мгновенно испаряется при аварийном выбросе (20% при 20° С и 30% при 40°С). При этом образуется так называемое первичное облако с концентрациями, значительно превышающими смертельные концентрации. Продолжительность поражающего действия первичного облака хлора на небольших удалениях от места аварии будет составлять от нескольких десятков секунд до нескольких минут. Вторичное облако, образующееся при испарении хлора с площади розлива, характеризуется концентрацией этого вещества в нем на 2–3 порядка ниже, чем в первичном облаке. Однако продолжительность действия в этом облаке хлора значительно больше и определяется временем испарения разливающейся жидкости. Испарение идет за счет тепла поддона или подстилающей поверхности, а также окружающего воздуха. Время испарения зависит от количества вещества, характера разлива: в поддон или свободно (в обваловку) и от метеорологических условий. Испарение может длиться несколько часов и даже суток. Газообразный хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха, поэтому облако хлора перемещается по направлению ветра близко к земле. Обладает хорошей проникающей способностью в негерметичные сооружения. Может скапливаться в низких участках местности, подвалах домов, колодцах, тоннелях и защитных сооружениях, не оборудованных в противохимическом отношении. За внешнюю границу зоны заражения принимается линия средней пороговой токсодозы, вызывающей начальные симптомы поражения (составляет 0,6 ).

В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрияиводородомпутёмэлектролизараствораповаренной соли:

2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Анод: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0

Катод: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

На станциях водоподготовки хлор хранится в специальных «танках», или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску - болотный цвет. Следует отметить, что при длительной эксплуатации баллонов с хлором, в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная - 0,03 мг/м³; максимально разовая - 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия - 1 мг/м³.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl (рис. 96). При этом на аноде выделяется хлор (2Сl’ – 2e– = Сl 2), а в катодном пространстве выделяется водород (2Н · + 2e – = H 2) и образует NaOH.

При лабораторном получении хлора обычно пользуются действием МnО 2 или КМnО 4 на соляную кислоту :

МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Cl 2 + 2Н 2 О

2КМnО 4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 О

По своей характерной химической функции хлор подобен фтору - он также является ак­тивным одновалентным металлои­дом. Однако активность его меньше, чем у фтора . Поэтому последний способен вытеснять хлор из соединений.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции Н 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 ккал

при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси газов или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) реакция сопровождается взрывом .

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

Первая из них отчасти протекает уже при обычных условиях и практически нацело – при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах . Для проведения процесса служат механические печи большой производительности.

Сl 2 + Н 2 О = НСl + НОСl

Будучи соединением неустойчивым, НОСl медленно разлагается даже в таком разбавленном растворе . Соли хлорноватистой кислоты называются хлорноватистокислыми, или гипохлоритами . Сама НОСl и ее соли являются очень сильными окислителями .

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси щелочи . Так как по мере образования ионы Н будут связываться ионами ОН" в недиссоциированные молекулы воды , равновесие сместится вправо. Применяя, например, NaOH имеем:

Сl 2 + Н 2 О <–––> НОСl + НСl

HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O

или в общем:

Сl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н 2 О

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, следовательно, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот . Образующийся раствор («жавелевая вода ») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки тканей и бумаги .

1) НОСl = НСl + О

2) 2НОСl = Н 2 О + Сl 2 О

3) 3HOCl = 2НСl + НСlО 3

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому–нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение хлорноватистой кислоты идет по первому из них. Так же протекает оно в присутствии веществ , способных легко присоединять кислород , и некоторых катализаторов (например» солей кобальта).

При распаде по второму типу получается окись хлора (Сl 2 О). Эта реакция идет в присутствии водоотнимающих веществ (например, СаСl 2). Окись хлора представляет собой взрывчатый буровато–желтый газ (т. пл. –121 °С, т. кип. +2°С) с запахом, похожим на запах хлора . При действии Сl 2 О на воду образуется НОСl, т. е. окись хлора является ангидридом хлорноватистой кислоты .

Распад НОСl по третьему типу особенно легко идет при нагревании. Поэтому действие хлора на горячий раствор щелочи выражается суммарным уравнением:

ЗСl 2 + 6КОН = KClO 3 + 5КСl + 3Н 2 О

2КСlO 3 + Н 2 С 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

образуется зеленовато–желтая двуокись хлора (г. пл. – 59 °С, т. кип. + 10 °С). Свободная ClO 2 малоустойчива и способна разлагаться со