16. ЕЛЕМЕНТИ VIIA ГРУПИ. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНІВ

16.1. Хлор

Електронна структура.

Хлор – елемент 3 періоду VIIА групи. Заряд ядра + 17, будова зовнішнього електронного рівня 3s²3p⁵. Приймаючи один електрон, хлор набуває електронної конфігурації аргону. Має високі електронегативність (3,0) і спорідненість до електрона.

Молекула Cl₂ складається із двох атомів Хлору зв`язаних ковалентним неполярним зв`язком. Довжина зв`язку 0,198 нм, енергія – 243 кДж/моль.

Перехід атома у збуджений стан супроводжується розпаровуванням електронів 3p- і 3s-підрівнів та переходом їх на вільні орбіталі близького за енергією 3d-підрівня:

Внаслідок цього кількість неспарених електронів зростає від 1 (у незбудженого атома) до 3, 5 або 7, що дає змогу виявляти ступені окиснення + 1, + 3, + 5, + 7, а також + 4 і + 6 (див. Оксигеновмісні сполуки Хлору).

Поширення у природі.

Масова частка хлору в земній корі становить 0,045%. У вільному стані хлор не зустрічається, найчастіше існує у формі хлоридів. Мінерали: NaCl – галіт, KCl – сильвін, KCl∙NaCl сильвініт, KCl∙MgCl₂∙6H₂O – карналіт. Багато хлоридів міститься у морській воді.

Природні ізотопи: і (75,4% і 24,6% відповідно).

Одержання в лабораторії.

1. Окисненням хлоридної кислоти або хлоридів у кислому середовищі:

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

PbO₂ + 2NaCl + 4H₂SO₄ = Cl₂ + Pb(HSO₄)₂ + 2NaHSO₄ + 2H₂O

Як окисники використовують KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃, PbO₂.

2. Взаємодією HCl з хлорним вапном:

4HCl + Ca(OCl)Cl = CaCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

3. Методом Велдона:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂+ Cl₂ + 2H₂O

Одержання в промисловості.

Електролізом розплавів або водних розчинів хлоридів:

2NaCl_розпл. 2Na + Cl₂,

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + Cl₂ + H₂.

Хлор утворюється на аноді.

Електролізом HCl:

2HCl = Cl₂ + H₂,

хлор утворюється на аноді.

Методом Дікона за наявності CuCl₂:

4HCl + O₂ = 2Cl₂ + 2H₂O.

Фізичні властивості.

За н. у. хлор – жовто-зелений газ з різким запахом, важчий за повітря. Розчиняється у воді, взаємодіючи з нею.

Отруйний, викликає подразнення органів дихання, у високій концентрації – задуху і смерть. Температура плавлення –101,0 ⁰С, температура кипіння –34,1 ⁰С.

Хімічні властивості.

Зв`язок у молекулі Cl₂ легко руйнується при дії УФ-світла (сонячні промені), що веде до утворення частинок з неспареними електронами і високою хімічною активністю – радикалів:

Cl₂ 2Cl·.

1. Хлор легко реагує практично з усіма металами (навіть із золотом) окиснюючи їх до найвищого ступеня окиснення і утворюючи солі – хлориди:

2Na + Cl₂ = 2NaCl, 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃, Cu + Cl₂ = CuCl₂,

2.Реагує з більшістю неметалів (крім O₂, N₂, C):

Cl₂+ H₂= 2HCl, 5Cl₂ + 2P = 2PCl₅, 3Cl₂ + P = PCl₃.

Сполуки Хлору з неметалами (крім Гідрогену) називають галогенангідридами відповідних кислот.

3. З водою:

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO.

Розчин хлору у воді називають хлорною водою.

4. З водними розчинами лугів:

а) за н. у.: Cl₂ +NaOH = NaCl + NaClO + H₂O,

б) при 100⁰С: 3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O.

5. Взаємодія з галогенідами. Хлор витісняє інші галогени (крім Флуору) з їх солей у розплавах і водних розчинах:

Cl₂ +KBr = KCl + Br₂, Cl₂ +KI = KCl + I₂.

Ці реакції використовують для одержання Br₂ і I₂ в промисловості.

6. Окиснення інших речовин. Хлор окиснює інші галогени (крім F₂):

Br₂ + 5Cl₂ + 12KOH = 2KBrO₃ + 10KCl + 6H₂O.

Реагує з типовими відновниками:

Cl₂ + SO₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl.

7. З органічними речовинами хлор вступає у реакції приєднання та заміщення (див. Органічна хімія).

Застосування галогенів.

Фтор використовують для одержання тефлону (політетрафторетилену, фторопласту) стійкого до дії агресивних реагентів і високих (до 300⁰С) температур, який застосовують у виробництві хімічної апаратури. Сполуки фтору використовують у медицині (компоненти зубних паст). В холодильних установках використовують фреони (фреон-12 CF₂Cl₂) – холодоагенти.

Хлор використовують для промислового одержання HCl, синтезу хлороорганічних сполук (пестицидів, розчинників, лікарських засобів) та дезинфекції води.

Розчин йоду (0,5% у спирті) застосовують для дезинфекції ран.