Хімія 10 клас
характеризувати фізичні властивості та способи добування хлору; складати рівняння, схеми електронного балансу відповідних хімічних реакцій.
Хлор уперше добув шведський хімік К. Шеєле (1774). Однак учений помилявся щодо природи добутого газу. У 1810 р. англійський учений Г. Деві висловив думку, що цей газ є простою речовиною. Через два роки французький хімік і фізик Ж.-Л. Гей-Люссак дав цьому газу сучасну назву хлор.
Фізичні властивості. Хлор складається з двохатомних неполярних молекул, які в твердому стані утворюють молекулярну кристалічну ґратку (мал. 24). Тому хлор леткий, неелектропровідний, має низькі температури плавлення і кипіння. За стандартних умов — це газ зеленкувато- жовтого кольору (див. мал. 22, б), отруйний, має різкий запах, який нагадує запах «хлорки». При охолодженні до -34 °С хлор перетворюється на рідину жовто- зеленкуватого кольору, а при -101 °С переходить у твердий стан. Хлор у 2,5 раза важчий за повітря.
Мал. 24. Моделі молекули (а) та кристалічної ґратки (б) хлору
Порівняно з воднем і киснем хлор значно краще розчиняється у воді: за н.у. в 100 об’ємах води розчиняється 460 об’ємів хлору, що пояснюється хімічною взаємодією з водою. Водний розчин хлору називають хлорною водою. Її формула Сl2. Свіжоприготовлена хлорна вода має забарвлення й запах хлору.
Вдихання невеликої кількості хлору спричиняє подразнення дихальних шляхів, а значної — призводить до смерті від задухи. Поводитися з хлором треба дуже обережно і роботи з ним виконувати тільки у витяжній шафі!
При отруєнні хлором слід вдихати пару суміші спирту і 10 %-вого розчину амоніаку (однакових об’ємів).
Добування. У лабораторії хлор звичайно добувають взаємодією концентрованої хлоридної кислоти з манган(IV) оксидом MnO2 при нагріванні (мал. 25):
Реакція з калій перманганатом відбуватиметься без нагрівання:
Крім сполук Мангану, для одержання хлору використовують бертолетову сіль КС1О3, плюмбум(IV) оксид РbО2 тощо. Збирають хлор витісненням повітря у посудину дном донизу.
У промисловості хлор добувають електролізом розплаву або концентрованого розчину натрій хлориду:
Мал. 25. Добування і збирання хлору
Зріджений (за кімнатної температури під тиском 600 кПа) хлор зберігають у стальних балонах і так доставляють до місця використання.
Проста речовина хлор складається з двохатомних молекул, які у твердому стані утворюють молекулярну кристалічну ґратку. За стандартних умов це отруйний газ зеленкувато-жовтого кольору, з різким запахом, помірно розчиняється у воді, важчий за повітря, має низькі температури плавлення і кипіння. Розчин хлору у воді називається хлорною водою.
У лабораторії хлор добувають взаємодією концентрованої хлоридної кислоти з сильними окисниками. Основним промисловим способом одержання хлору є електроліз розплаву або концентрованого розчину натрій хлориду. Збирають хлор витісненням повітря у посудину дном донизу.
Використовуючи сайт ви погоджуєтесь з правилами користування
Віртуальна читальня освітніх матеріалів для студентів, вчителів, учнів та батьків.
Наш сайт не претендує на авторство розміщених матеріалів. Ми тільки конвертуємо у зручний формат матеріали з мережі Інтернет які знаходяться у відкритому доступі та надіслані нашими відвідувачами.
Якщо ви являєтесь володарем авторського права на будь-який розміщений у нас матеріал і маєте намір видалити його зверніться для узгодження до адміністратора сайту.
Ми приєднуємось до закону про авторське право в цифрову епоху DMCA прийнятим за основу взаємовідносин в площині вирішення питань авторських прав в мережі Інтернет. Тому підтримуємо загальновживаний механізм “повідомлення-видалення” для об’єктів авторського права і завжди йдемо на зустріч правовласникам.
Копіюючи матеріали во повинні узгодити можливість їх використання з авторами. Наш сайт не несе відподвідальність за копіювання матеріалів нашими користувачами.
ХІМІЯ – Комплексна підготовка до зовнішнього незалежного оцінювання
Галогени — це Флуор (F), Хлор (Сl), Бром (Вr), Йод (І) і Астат (At). Вони розміщуються у головній підгрупі VII групи 1 . Усі галогени, крім Астату 2 , трапляються в природі. Загальна електронна формула галогенів — ns 2 np 5 (n ≥ 2 — номер періоду, в якому розміщується елемент). Галогени відносять до p-елементів, оскільки в їхніх атомах електронами заповнюється саме p-підрівень зовнішнього електронного шару. Графічна формула:
В атомів галогенів у зовнішньому електронному шарі є один неспарений електрон, а тому в основному стані їм властива лише валентність І. У збудженому стані всі галогени, окрім Флуору, можуть виявляють валентності III, V і VII, що пояснюється наявністю у них незаповненого d-підрівня з п’ятьма вільними орбіталями (d-підрівень з’являється в елементів 3 періоду), на які в збудженому стані можуть переходити електрони з s- та p-підрівнів:
Галогени відносять до типових неметалічних елементів. Серед елементів кожного періоду саме в галогенів найбільші значення електронегативності. Флуор — найбільш електронегативний елемент періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. У сполуках він виявляє ступінь окиснення лише -1. Для інших галогенів характерні також ступені окиснення +1, +3, +5, +7.
Під час хімічних реакцій атоми галогенів приєднують один електрон, якого саме і не вистачає до октету електронів, тобто до утворення електронної конфігурації інертного газу:
А тому галогени є сильними окисниками.
Атоми галогенів утворюють прості речовини, молекули яких у газоподібному, рідкому і кристалічному станах складаються з двох атомів: F2 (світло-жовтий газ), Сl2 (жовто-зелений газ, який легко зріджується), Вr2 (червоно-коричнева густа рідина), І2 (блискучі сіро-чорні з фіолетовим відтінком кристали). Усі галогени отруйні, мають характерний запах, відзначаються великою леткістю. Йод при незначному нагріванні сублімує 3 . I навпаки, при охолодженні пари йоду знову утворюють кристали.
Галогени відносять до активних неметалічних елементів. Хімічна активність галогенів (атомів і молекул) спадає в ряду від Флуору до Йоду. Активніші галогени витісняють менш активні з їхніх сполук. Окисні властивості галогенів зменшуються в підгрупі від Флуору до Йоду, оскільки зростає радіус атома і здатність приєднувати електрони зменшується. Йони галогенів (Сl – , Вr – ,I – ) здатні віддавати електрони, а тому виявляють відновні властивості, які збільшуються від хлорид-іона до йодид-іона.
З Гідрогеном галогени утворюють леткі сполуки, які називають гідрогенгалогенідами, або галогеноводнями: HF, НСl, НВr, НІ. Це газоподібні сполуки, які легко розчиняються у воді. Їхні водні розчини є кислотами. Утворені галогенами солі 4 називають відповідно флуоридами, хлоридами, бромідами, йодидами.
У ряду кислот HF → НСl → НВr → НІ спостерігається підсилення кислотних властивостей сполук. Це пояснюється тим, що вниз по групі спостерігається збільшення радіуса атома, а тому зв’язок між Гідрогеном і галогеном послаблюється. Отже, саме в молекулах НІ, які містяться в розчині йодидної кислоти, найлегше відщеплюються йони Гідрогену.
Відомі сполуки галогенів з Оксигеном. Серед оксигеновмісних сполук галогенів стійкими є солі оксигеновмісних кислот (Флуор оксигеновмісних кислот не утворює). У ряду оксигеновмісних кислот, наприклад Хлору: НСlO → НСlO2 → НСlO3 → НСlO4, спостерігається посилення кислотних і зменшення окисних властивостей.
1 За новою номенклатурою — у 17 групі.
2 Трапляється найрідше з усіх природних елементів, малодосліджений.
3 Сублімація — це явище переходу речовин із твердого стану в газоподібний, минаючи рідкий. Зворотній процес називають десублімацією.
4 Галогени (від гр. άλός — сіль і γενος — рід) — «ті, що народжують солі».
Хлор – 17-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +17. Хімічний символ Сl. Елемент Хлор має 2 природні ізотопи: 35 Сl і 37 Сl; їхні масові частки дрівнюють відповідно 75,78 % і 24,22 %. Хлор утворює одну просту речовину — хлор Сl2. Відносна молекулярна маса — 71, молярна маса — 71 г/моль.
Електронна формула — 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . У сполуках Хлор виявляє валентності І (в основному стані), III, V, VII (у збуджених станах). Найнижчий ступінь окиснення — -1, а найвищий — +7.
§ 16. Галогени. Хлор
Пригадайте: будову електронної оболонки атомів Хлору в основному та збудженому станах (за § 3).
Загальна характеристика галогенів
Галогенами називають хімічні елементи VIIA групи Періодичної системи — Флуор F, Хлор Cl, Бром Вr, Йод I і Астат At. Слово «галогени» утворено від грецьких слів галос — «сіль» і генос — «народжую» і означає «ті, що народжують солі». У XIX ст. Хлор так і називали — «солерод», підкреслюючи його здатність реагувати з металами з утворенням хлоридів — солей хлоридної кислоти. Аналогічні властивості характерні й для інших галогенів.
У Флуору найбільша електронегативність, тому для нього характерні лише два ступені окиснення: 0 (у F2) і -1 (в усіх сполуках). Інші галогени виявляють різні ступені окиснення: як негативний -1 (із металічними елементами і Гідрогеном), так і позитивні ступені окиснення +1, +3, +5, +7 (із Флуором і Оксигеном).
Фізичні властивості хлору
• За звичайних умов — зеленувато-жовтий газ (у перекладі з грецької його назва означає «зеленувато-жовтий»);
• має характерний різкий задушливий запах, що нагадує запах «хлорки»;
• за охолодження до -34 °С хлор перетворюється на жовто-зелену рідину, а за -101 °С переходить у твердий стан;
• приблизно у 2,5 разу важчий за повітря;
• за температури 20 °С і нормального тиску в 1 об’ємі води розчиняється 3 об’єми хлору. Водний розчин хлору називають хлорною водою;
• отруйний, навіть у невеликих концентраціях подразнює слизову оболонку дихальних шляхів і спричиняє кашель. У випадку отруєння хлором слід вдихати випари суміші однакових об’ємів спирту й 10%-го розчину амоніаку.
Хімічні властивості хлору
1. Взаємодія з металами. Хлор — сильний окисник і підтримує горіння багатьох простих і складних речовин. Деякі речовини спалахують під час занурення в посудину з хлором.
Активні метали, зокрема лужні, реагують із хлором без нагрівання:
Для реакції з хлором магній необхідно нагріти в полум’ї пальника. У хлорі він загоряється (хоча й не так блискуче, як на повітрі) з утворенням білого диму магній хлориду (мал. 16.1, а):
Залізо активно взаємодіє з хлором, якщо його заздалегідь розжарити, і окиснюється до ступеня окиснення +3. У посудині з хлором розжарені частинки заліза ще сильніше розігріваються, і в результаті реакції утворюється коричневий дим із дрібних кристаликів ферум(III) хлориду (мал. 16.1, б):
Хлор окиснює також і малоактивні метали, зокрема мідь. Розпечений до червоного мідний дріт у хлорі ще більше розжарюється та згоряє, наповнюючи колбу бурим димом, що складається з частинок купрум(ІІ) хлориду (мал. 16.1, в, с. 85):
Мал. 16.1. Взаємодія з хлором магнію (а), заліза (б) і міді (в)
2. Взаємодія з неметалами. Хлор активно взаємодіє з більшістю неметалів. Наприклад, фосфор займається у хлорі без нагрівання і згоряє сліпучим полум’ям. На стінках посудини утворюються безбарвні краплі фосфор(III) хлориду PCl3, які в надлишку хлору частково перетворюються на кристали вищого хлориду PCl5 (мал. 16.2, а):
Мал. 16.2. Горіння у хлорі фосфору (а) та водню (б)
Водень на повітрі горить майже безбарвним полум’ям. Якщо газовідвідну трубку з воднем опустити в склянку з хлором, водень продовжує горіти, але полум’я змінює забарвлення на біле з ледь помітним зеленуватим відтінком (мал. 16.2, б). Поступово посудина наповнюється гідроген хлоридом, про утворення якого свідчить поява туману з отвору склянки:
Цікаво, що вугілля, яке швидко згоряє в кисні, із хлором не реагує. Хлор також не взаємодіє з киснем і азотом.
Застосування хлору
Щорічно у світі виробляється близько 30 млн тонн хлору.
• Більша частина хлору йде на одержання гідроген хлориду і хлоридної кислоти. Багато хлору використовують для хлорування органічних речовин.
• Методом хлорування одержують різноманітні пластмаси, засоби захисту рослин, барвники, ліки, розчинники.
• Хлор використовують у виробництві хлорного вапна, хлораміну, для вибілювання лляних і бавовняних тканин, паперу.
• Навіть у невеликих кількостях хлор знищує хвороботворні бактерії, тому його нарівні з хлораміном і озоном застосовують для знезараження питної води. Перед подачею до водогону питну воду хлорують — розчиняють у ній певну кількість хлору (не більше 0,002 г на літр). Перш ніж хлорована вода потрапить до споживачів, увесь хлор встигає перетворитися на хлоридну кислоту. Її концентрація у водопровідній воді настільки мала, що вона не відчутна на смак і не шкідлива для організму.
В Україні рідкий хлор виробляє підприємство АТ «ДніпроАзот».
Біологічне значення галогенів
Флуор є життєво необхідним для організму людини елементом. В організмі людини Флуор міститься переважно в зубній емалі у складі флуорапатиту Ca5(PO4)3F. За нестачі Флуору (1 мг/л у питній воді) спричиняє флюороз — захворювання зубів і кісток.
Хлор — один із найважливіших біогенних елементів, він міститься у складі всіх живих організмів. У тварин і людини хлорид-іони беруть участь у гомеостазі — підтримці сталого складу біологічних рідин організмів. У шлунку людини хлорид-іони створюють сприятливе середовище для дії ферментів шлункового соку.
Хлор — життєво важливий елемент для рослин. Він необхідний для утворення кисню в процесі фотосинтезу, поглинання коренями кисню, сполук Калію, Кальцію, Магнію. Але надмірна концентрація хлорид-іонів у рослинах, що виникає в разі засоленого ґрунту, знижує вміст хлорофілу та активність фотосинтезу, сповільнює ріст і розвиток рослин.
Бром у вигляді простої речовини дуже шкідливий. Уже за вмісту випарів брому в повітрі близько 0,001 % (за об’ємом) відбувається подразнення слизових оболонок, запаморочення, а за більших концентрацій — судоми м’язів горла. Рідкий бром у разі потрапляння на шкіру спричиняє хворобливі опіки. Сполуки Брому мають заспокійливу дію, їх використовують для виготовлення спеціальних лікарських препаратів.
Йод міститься в усіх живих організмах. Його вміст у рослинах залежить від умісту сполук Йоду в ґрунті й воді. Деякі морські водорості (морська капуста, або ламінарія, фукус тощо) накопичують до 1 % Йоду. У тварин і людини Йод міститься у складі тиреоїдних гормонів щитоподібної залози — тироксину і трийодтироніну, які мають багатобічну дію на ріст, розвиток і обмін речовин організмів.
Ключова ідея
Галогени, і Хлор зокрема, є поширеними в природі речовинами, елементи-галогени — біологічно важливі елементи, виявляють переважно окисні властивості.
Контрольні запитання
211. Схарактеризуйте місце елементів-галогенів у Періодичній системі та їхні загальні властивості.
212. Чому для Флуору можливі лише два ступеня окиснення?
213. Який із галогенів є найсильнішим окисником?
214. Схарактеризуйте фізичні й хімічні властивості та застосування хлору.
215. Схарактеризуйте біологічне значення галогенів.
216. Порівняйте хімічну активність хлору з активністю інших галогенів.
Завдання для засвоєння матеріалу
217. Для рівняння реакції хлору з воднем складіть електронний баланс, укажіть окисник і відновник.
218. Зобразіть розподіл електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів Хлору в основному та збудженому станах. Схарактеризуйте можливі валентні стани та ступені окиснення Хлору.
220. Складіть електронний баланс для реакцій. Укажіть окисник і відновник:
221. Силіцій реагує з хлором, утворюючи вищий хлорид. Складіть рівняння реакції, електронний баланс для неї, укажіть окисник і відновник.
222. Етин в атмосфері хлору горить кіптявим полум’ям. Складіть рівняння цієї реакції.
Комплексні завдання
223. У скільки разів хлор важчий за повітря? Обчисліть густину хлору за нормальних умов.
224. Густина хлору за температури 20 °С становить 2,96 г/л. За цих умов в одному об’ємі води максимально розчиняється три об’єми хлору. Обчисліть масову частку хлору в насиченому розчині.
225. Хлор добре розчиняється в органічних розчинниках, наприклад у тетрахлорометані: у 100 мл розчинника за температури 20 °С розчиняється 5480 мл хлору. Обчисліть масову частку хлору в цьому розчині, якщо відомо, що густина тетрахлорометану дорівнює 1,63 г/мл, а хлору — 2,96 г/л.
226. Який об’єм хлору необхідний для реакції з воднем об’ємом 25 л? Який об’єм хлороводню утвориться?
227. Під час взаємодії фосфору з хлором одержали фосфор(III) хлорид масою 13,75 г. Обчисліть об’єм витраченого хлору (н. у.), якщо відносний вихід продукту реакції становить 75 %.
228. Гідроген хлорид, одержаний спалюванням водню об’ємом 10 л (н. у.) у хлорі, розчинили у воді об’ємом 1 л. Обчисліть масову частку кислоти в отриманому розчині.
229. Обчисліть об’єм хлору (н. у.), що утвориться під час взаємодії хлоридної кислоти з манган(IV) оксидом масою 17,4 г, якщо відносний вихід продукту реакції становить 80 %. Взаємодія відбувається за схемою: HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2O.
Завдання з розвитку критичного мислення
230. Хлоровмісні суміші часто застосовують для вибілювання бавовни, паперу та інших матеріалів вуглеводної природи. Але вони непридатні для відбілювання вовни й шовку. Запропонуйте пояснення цього факту.
231. Карл Шеєлє, який відкрив хлор 1774 року, писав про нього так: «комахи в ньому негайно гинуть», «Синій лакмусовий папір стає майже білим, усі червоні, сині квіти й навіть зелені рослини жовтіють», «Ані луги, ані кислоти вже не відновлюють первісного забарвлення квітів і листя». Які властивості хлору описав Шеєлє?
Міні-проекти
232. У додаткових джерелах знайдіть інформацію щодо способів знезараження питної води без використання хлору та сполук Хлору. Порівняйте їх із хлоруванням води. Визначте переваги та недоліки цих методів.
233. Дослідіть властивості будь-якого комерційно доступного хлоровмісного побутового засобу для вибілювання.
Дотримуйтеся правил безпеки:
• працювати необхідно обов’язково в гумових рукавичках;
• у разі потрапляння засобу на шкіру необхідно негайно змити речовину під струменем води;
• уникайте потрапляння засобу на металеві поверхні.
Приготуйте розчин вибілювача згідно з рекомендаціями в інструкції до цього засобу. Випробуйте дію приготованого розчину (кімнатної температури та теплого) на кольорових тканинах, кольоровому папері, пелюстках квіток. На невеликих аркушах білого паперу зробіть написи кольоровими ручками, олівцями й фломастерами різних типів. Перевірте дію на них вибілюючого засобу. Після перебування всіх предметів у вибілюючому розчині ретельно промийте їх під струменем води. Поясніть свої спостереження.
