Презентация к уроку в 9 классе "Хлор"

История открытия….

• Впервые газ хлор получил и подробно описал шведский химик К. Шееле в 1774 году. Он нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом MnO 2 и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом. Так как в те времена господствовала теория флогистона, новый газ Шееле рассматривал как окись (оксид) соляной кислоты .

Карл Вильгельм Шееле

Лавуазье, Антуан Лоран

• А.Лавуазье рассматривал газ как оксид элемента «мурия» (соляную кислоту называли муриевой, от лат. muria — рассол).

• Такую же точку зрения сначала разделял английский ученый Г. Дэви, который потратил много времени на то, чтобы разложить «окись мурия» на простые вещества. Это ему не удалось, и к 1811 году Дэви пришел к выводу, что данный газ — это простое вещество, и ему отвечает химический элемент. Дэви первым предложил в соответствие с желто-зеленой окраской газа назвать его chlorine (хлорин).

Гемфри Дэви

Гей-Люссак, Жозеф Луи

• Название «хлор» элементу дал в 1812 французский химик Ж. Л. Гей-Люссак; оно принято во всех странах, кроме Великобритании и США, где сохранилось название, введенное Дэви. Высказывалось мнение о том, что данный элемент следует назвать «галоген» (т. е. рождающий соли), но оно со временем стало общим названием всех элементов группы VIIA.

Общие сведения.

• Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева , с атомным номером 17. Обозначается символом Cl ( лат.  Chlorum). Химически активный неметалл . Входит в группу галогенов

• Простое вещество при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета , с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2 ).

Строение атома

Строение электронной оболочки

• Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO 2 и Cl 2 O 6 . Однако, эти соединения являются радикалами , то есть у них есть один неспаренный электрон .

• На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность

I

Возможные степени окисления

Электронное состояние валентного уровня

+1, −1

III

V

Пример соединений

3s 2 3p 5

+3

VII

+5

3s 2 3p 4 3d 1

NaCl , NaClO

NaClO 2

3s 2 3p 3 3d 2

+7

KClO 3

3s 1 3p 3 3d 3

KClO 4

Изотопный состав

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

Изотоп

Относительная масса, а.е.м.

35 Cl

37 Cl

34.968852721

Период полураспада

Тип распада

36.96590262

Стабилен

Ядерный спин



Стабилен



3/2

3/2

Физические свойства

• Хлор – газ желто – зеленого цвета
• Хлор ядовит для всего живого
• Хлор растворяется в воде, раствор хлора в воде называют хлорной водой.

Свойство

Значение [4]

Температура кипения

− 34 °C

Температура плавления

− 101 °C

Температура разложения (диссоциации на атомы)

~1400 °C

Плотность (газ, н.у. )

Теплоемкость (298 К, газ)

3,214 г/л

34,94 (Дж/моль·K)

Критическая температура

144 °C

Критическое давление

76 атм

Химические

свойства

Химические свойства

• Галогены являются типичными неметаллами , проявляют окислительные свойства.
• Степень окисления галогенов в соединениях с металлами и водородом-1;
• во всех кислородосодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления +1,+3,+5,+7, например:
• HCL ( -1) ; HClO (+1); HCLO 2 ( +3); HCLO 3 ( +5) ; HCLO 4 (+7)

HF  HCL  HBr  HI Усиление кислотных свойств   HCL  HClO  HCLO 2  HCLO 3  HCLO 4 Усиление кислотных свойств

Все галогены проявляют высокую химическую активность ,

которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

• Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами
• (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

• Cl 2 + 2Na → 2 NaCl

• 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3
• 3Cl 2 + 2Fe → 2 FeCl 3

Для реакций с другими металлами требуется нагревание или присутствие воды в роли катализатора:

2 Au + 3CL 2  2 AuCL 3

Многие металлы горят в хлоре

2 Na + Cl2 → 2NaCl

2Fe + 3 Cl2 → 2FeCl3

Cu + Cl2 → CuCl2

Взаимодействие хлора с водородом

• C неметаллами (кроме углерода , азота , кислорода и инертных газов ), образует соответствующие хлориды .
• На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода .
• Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

• Cl 2 + H 2 → 2HCl
• 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5
• 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
•  
• PCL 3
• P +CL 2
• PCL 5
• N 2 + CL 2 ≠ реакция не идет.

• С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.
• При реакции с фтором , образуется не хлорид, а фторид :

• Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2 ClF 3

Качественная реакция

• взаимодействие недостатка CL 2 c KI и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

• CL 2 ( нед.) + 2KCL (p) = 2KCL +I 2 ↑
• 3 CL 2 ( изб .)+ 3 H 2 О + KI = 6HCl + KIO 3

Наиболее энергично хлор реагирует с металлами, причем с некоторыми из них ( сурьмой, цезием, рубидием) уже при обычных условиях:

• Хлор вытесняет из водных растворов бром и йод

• Cl 2 + 2 Na I → 2NaCl + I 2

• 2Sb + 3CL 2 = 2SbCL 3 ( или SbCL 5 )
• С водой
• Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO
• HClO = HCl + O

Взаимодействие хлора с органическими красителями

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

• Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl
• Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

• При реакции с монооксидом углерода образуется фосген :

Cl 2 + CO → COCl 2

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует , образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную ) и соляную кислоты , либо их соли:

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь :

• Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
• 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

• Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот :

• 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель .

• Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

• С насыщенными соединениями :

• CH 3 - CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6- x Cl x + HCl

• Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

• CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

• Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3 ):

• C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Реакции с органическими веществами

• Содержание хлора в земной коре составляет 0,013% по массе, в заметной концентрации он в виде иона Cl – присутствует в морской воде (в среднем около 18,8 г/л).

• Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле , то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой :

• MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 ↑ + 2H 2 O

• В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха . Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода , являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

• 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

• Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли :

• 2NaCl + 2H 2 О → H 2 ↑ + Cl 2 ↑ + 2NaOH
• Анод : 2Cl -  — 2е - → Cl 2 0 ↑
• Катод : 2H 2 O + 2e - → H 2 ↑ + 2OH -

• Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом :

• 1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 ↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H 2 ↑

Получение хлора

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV) , перманганатом калия , дихроматом калия ):

• 2KMnO 4 + 16HCl →
• 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 ↑ +8H 2 O
•  
• K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl →
• 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
•  

• Производимый 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.

Биологическая роль

• Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.
• У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия.
• В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока .

• Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений.

• Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами , стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии

Особенности работы и меры предосторожности

• Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье .
• Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну .
• 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 .

• Хлор широко используют в производстве хлорорганических соединений,
• неорганических хлоридов,
• для получения отбеливателей,
• как дезинфицирующее средство,
• для водоочистки и т.д.
• Хлор присутствует во многих минералах и соляных залежах, он - жизненно важный элемент для всех организмов. У животных и человека хлорид-ионы участвуют в выработке желудочного сока, регулируют водный обмен.

• Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов .