Хлор
Хлорът (от гръцкото χλωρος – „зелен“) е химичен елемент (неметал) от групата на халогените, който при нормални условия е под формата на газ със зеленикаво-жълт цвят и силно дразнеща миризма. Подобни на него елементи са F (флуор), I (йод), Br (бром) и At (астат). Поредният му номер е 17 и има атомна маса 35,453.
| Хлор | |||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
 Светъл жълто-зелен газ |
|||||||||||||||||||||||
 |
|||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||
| Общи данни | |||||||||||||||||||||||
| Име, символ, Z | Хлор, Cl, 17 | ||||||||||||||||||||||
| Група, период, блок | 17, 3, p | ||||||||||||||||||||||
| Химическа серия | халоген | ||||||||||||||||||||||
| Електронна конфигурация | [Ne] 3s2 3p5 | ||||||||||||||||||||||
| e- на енергийно ниво | 2, 8, 7 | ||||||||||||||||||||||
| CAS номер | 7782-50-5 | ||||||||||||||||||||||
| Свойства на атома | |||||||||||||||||||||||
| Атомна маса | 35,45 u | ||||||||||||||||||||||
| Ковалентен радиус | 102 pm | ||||||||||||||||||||||
| Радиус на ван дер Ваалс | 175 pm | ||||||||||||||||||||||
| Степен на окисление | 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, −1 | ||||||||||||||||||||||
| Оксид |
Cl2O7, Cl2O5 (силно киселинни) Cl2O3, Cl2O (слабо киселинни) |
||||||||||||||||||||||
|
Електроотрицателност (Скала на Полинг) |
3,16 | ||||||||||||||||||||||
| Йонизационна енергия |
I: 1251,2 kJ/mol II: 2298 kJ/mol III: 3822 kJ/mol IV: 5158,6 kJ/mol (още) |
||||||||||||||||||||||
| Физични свойства | |||||||||||||||||||||||
| Агрегатно състояние | газ | ||||||||||||||||||||||
| Кристална структура | ромбична | ||||||||||||||||||||||
| Плътност | 3,2 kg/m3 | ||||||||||||||||||||||
| Температура на топене | 171,6 K (-101,4 °C) | ||||||||||||||||||||||
| Температура на кипене | 239,11 K (-33,89 °C) | ||||||||||||||||||||||
| Критична точка |
416,9 K; 7,991×106 Pa |
||||||||||||||||||||||
| Специф. топлина на топене | 6,406 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||
| Специф. топлина на изпарение | 20,41 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||
| Скорост на звука | 206 m/s при 0 °C | ||||||||||||||||||||||
| Специф. ел. съпротивление | >106 Ω.mm2/m | ||||||||||||||||||||||
| Топлопроводимост | 8,9×10-3 W/(m·K) | ||||||||||||||||||||||
| Магнетизъм | диамагнитен[1] | ||||||||||||||||||||||
| История | |||||||||||||||||||||||
| Наименован | от гръцкото χλωρος – „зелен“ | ||||||||||||||||||||||
| Откритие | Карл Вилхелм Шееле (1774 г.) | ||||||||||||||||||||||
| Най-дълготрайни изотопи | |||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||
| Хлор в Общомедия | |||||||||||||||||||||||
Хлорът се свързва директно с множество елементи, което е една от причините да не съществува в природата в чист вид. Някои от съединенията му (най-вече готварската сол) са изключително важни за живите същества. Хлорът и неговите съединения биват използвани при обеззаразяването на питейната вода. Хлорът е силно отровен – поразява дихателните пътища и предизвиква възпалението им, а при високи концентрации причинява и смърт.
ИсторияРедактиране
Хлорът е изолиран в чист вид и описан за пръв път през 1774 г. от Карл Вилхелм Шееле, който се счита за негов откривател. Името му е дадено през 1807 г. от Хъмфри Дейви, който го определил като отделен елемент. Той е и първият газ, който бива втечнен в лабораторни условия. Това прави Майкъл Фарадей.
На 22 април 1915 г. е използван за първи път като бойно отровно вещество, през Първата Световна война. Край белгийското градче Ипър немците отворили 6000 метални балона, пълни с хлор. За минути се образувал огромен жълто-зелен облак, тежащ 180 тона, който бавно се придвижвал към позициите на френските войници. Смъртоносният газ проникнал във всички укрития. Хлорът поразил 15 000 души, 5000 от които загинали на място. Това била и първата химическа атака, която показала ефикасността и ужасяващите резултати от бойните отровни вещества.
Физични свойстваРедактиране
| Цвят | зеленикаво-жълт |
| Агрегатно състояние | газ |
| Миризма | силно дразнеща и задушлива |
| Температура на топене | -102,4 °C |
| Температура на кипене | -34 °C |
| Разтворимост във вода | добра разтворимост, получава се хлорна вода |
| Плътност | 3.2 g/L |
| Електроотрицателност | 2,83 |
| Кондензация | лесно се втечнява при високо налягане (600 kPa) |
Химични свойстваРедактиране
Хлорът е силно активен неметал. Той взаимодейства с множество вещества. Проявява променлива валентност – от първа до седма. От халогенните елементи хлорът е втори по активност след флуора. При обикновена температура не реагира само с азота, кислорода, флуора, въглерода и благородните газове. Всички реакции с останалите елементи протичат, но не така бурно, както при флуора.
Взаимодействие с прости веществаРедактиране
- Взаимодействие с водород (H2):
- Cl2 + H2 → 2HCl
При взаимодействието се образува хлороводород (водороден хлорид), който, разтворен във вода, представлява солна киселина.
- Хлорът не взаимодейства пряко с кислород. Той образува оксиди, но по косвен път.
- 3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
При поръсването на загрени железни стърготини в цилиндър, пълен с хлор, се наблюдава бурна реакция, при която стърготините изгарят. Получава се жълто-кафяв дим от солта железен трихлорид (FeCl3). Поради зрелищността на тази реакция, тя е наречена „огнен дъжд“.
- С натрий:
- 2Na + Cl2 → 2NaCl
При взаимодействието се получава натриев хлорид, който има йонно-кристален строеж.
- С магнезий:
- Mg + Cl2 → MgCl2
При взаимодействието се получава магнезиев дихлорид.
- 3Cl2 + 2P → 2PCl3
Ако пуснем прах от сух червен фосфор в цилиндър, пълен с хлор, фосфорът се запалва. Цилиндърът се изпълва с бял дим от фосфорен трихлорид, който е силно отровен.
Взаимодействие с химични съединенияРедактиране
- Взаимодействие с вода (H2O):
- Cl2 + H2O → HCl + HClO
При взаимодействието се образува солна киселина и хипохлориста киселина. Под въздействието на слънчевата светлина хипохлористата киселина се разлага, като се получават солна киселина и атомен кислород – HClO → HCl + O. Атомният кислород е много активен. Той разрушава багрилата и убива микроорганизмите. Ето защо и хлорната вода действа избелващо и дезинфекционно.
- Взаимодействие с основи:
- Натриева основа (NaOH):
- Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Получава се натриев хлорид, натриев хипохлорит и вода. Натриевият хипохлорит също се разлага под действието на слънчевата светлина, при което отново се получава силно активният атомен кислород. Натриевият хипохлорит представлява всекидневно използваната белина.
- Взаимодействието му с калиева основа е аналогично:
- Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O
Опасният хлорРедактиране
Хлорът е силно отровно вещество. Под формата на газ той може да бъде вдишан и да реагира с влагата от белите дробове и дори при малко количество той ги поразява, предизвиквайки редица неприятни ефекти като кашляне, кихане и давене. При подобен случай най-силно противодействащо вещество е сместа от спирт и амоняк, която трябва да се вдиша. Тя противодейства на хлора и успокоява пострадалия. Също важно е и да изведете пострадалия на чист въздух.
Препаратите за растителна защита и др., получавани от хлора, са много ефикасни. Те трябва да се използват разумно, за да не замърсят почвата, въздуха и водата.
Фреоните са частици, използвани в дезодоранти и парфюми. Някои от тях са хлорни съединения. Смята се, че молекулата на фреоните се разлага под действието на слънчевите лъчи и атомният хлор, който се отделя, взаимодейства с озона (O3) от озоновия слой като това е една от причините за разрушаването му.
Употреба, разпространение и получаванеРедактиране
Голямата химическа активност на хлора определя неговото голямо приложение. Чрез него се получава солна киселина, пластмаси, лекарства и препарати за растителна защита. Широко приложение намират и синтетичните хлорокаучуци. Хлорни органични съединения се добавят към боите, лаковете и смазките. В хладилната техника както и за пълнене на метални средства под налягане (дезодоранти, парфюми и др.) се използват вещества наречени фреони, част от които са също хлорни съединения.
Поради голямата си химическа активност хлорът не се среща в свободно състояние в природата. Най-разпространени съединения са натриевият хлорид (морска сол, която се намира в големи количества в Световния океан), магнезиев дихлорид и калиев хлорид. Съединения на хлора има в човешкия организъм – в кръвната плазма, в стомашния сок, в потта.
Широката употреба на хлора налага той да се произвежда в големи количества. В промишлеността хлорът се произвежда от стопилка или разтвор на натриев хлорид, през които се пропуска постоянен електричен ток. В лабораторни условия може да се получи при взаимодействие на манганов диоксид MnO2 и солна киселина HCl или KMnO4:
4HCl + MnO2 → MnCl2 + 2H2O + Cl2
16HCl + 2KMnO4 → 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2
Реакциите са силно екзотермични, затова опитът се провежда при внимателно капене на солната киселина върху окислителя.
ИзточнициРедактиране
- ↑ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds. // CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th. Boca Raton (FL), CRC Press, 2005. ISBN 0-8493-0486-5. (на английски)
- Химия за 7. клас, Просвета
- Химия на елементите и техните съединения, Елена Киркова