Красота и здоровьеКрасота и здоровьеКрасота и здоровье
<> Главная <> Красота <> Лишний вес <> Здоровье <> Косметолог <> Советы психолога <> Женские секреты <> Разное <>


Хлор плюс железо


FeCl2 + Cl2 = ? уравнение реакции

В результате пропускания газообразного хлора через раствор хлорида железа (II) (FeCl2 + Cl2 = ?) образуется хлорид железа (III). Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

Данная реакция относится к окислительно-восстановительным, поскольку химические элементы железо и хлор изменяют свои степени окисления. Схемы электронного баланса выглядят следующим образом:

   

   

Хлорид железа (III) представляет собой порошок черно-коричневого цвета (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном свете), который плавится при нагревании образуя красную жидкость, кипит и разлагается. В жидкости и паре существует в форме димера . Хорошо растворяется в воде (гидролизуется по катиону) и в хлороводородной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.

   

   

   

Хлорид железа (III) можно получить действием хлора на железные опилки, а также окисляя хлорид железа (II) сернистым газом в присутствии соляной кислоты.

ru.solverbook.com

Хлорное железо — реактив, полезный для промышленности и радиолюбителей

Хлорное железо — неорганическое вещество, соль соляной кислоты и железа (III). Правильное название — хлорид железа (III), трихлорид железа с формулой FeCl3.

Получают соединение различными способами, в том числе экономически дешевым методом — из отходов при производстве хлорида титана и хлорида алюминия.

Свойства

Темные кристаллы с красновато-коричневым металлическим блеском, которые на воздухе быстро приобретают ржаво-коричневый цвет. Очень гигроскопичные, легко растворяются в воде, образуют несколько видов кристаллогидратов. Самый востребованный из них — железо хлорное 6-водное FeCl3 ∙ 6h3O. Растворение в воде сопровождается выделением тепла. Реактив растворяется в спиртах, ацетоне. При нагревании теряет часть хлора, превращаясь в хлорид двухвалентного железа.

Трихлорид железа обладает окислительными свойствами, вступает в реакции с медью и другими металлами, йодоводородом, оксидом железа (III), некоторыми хлоридами металлов. Качественной реакцией на реагент является реакция с фенолом. Несколько капель FeCl3 окрашивают раствор фенола в фиолетовый цвет.

Меры предосторожности

Хлорид железа (III) не горит и не взрывается. В тоже время он опасен для кожи, органов дыхания, глаз, вызывает прижигание слизистой желудочно-кишечного тракта. При работе следует использовать респираторы, очки, резиновые перчатки. Если работать с реактивом без перчаток, то он въедается в кожу и очень плохо смывается. При чувствительной коже или склонности к аллергическим реакциям контакт может вызвать зуд, раздражение и даже химический ожог.

Попадание брызг в глаза приводит к химическому ожогу. Если это произошло, следует немедленно их промыть и обратиться к врачу. Очень опасно проглатывание хлорного железа. Рабочее место должно быть оборудовано вентиляцией, так как вдыхать пары опасно.

Перевозить реактив можно любым видом транспорта. Хранят его в прохладных складах без отопления, без доступа солнечных лучей, в герметичной таре, защищающей от контакта с воздухом.

Раствор трихлорида железа коррозионно активен, поэтому его хранят в стойких к коррозии емкостях.

Применение

  • Для быстрого осаждения части растворимых и большинства нерастворимых органических и неорганических примесей из производственных и бытовых сточных вод.
  • Для осветления и умягчения воды в водоподготовке.
  • В нефтедобыче для нейтрализации сероводорода при ремонте скважин; в нефтеперерабатывающей отрасли в качестве катализатора при производстве термостойких смол и битумов.
  • В химпроме — катализатор при производстве органических веществ и материалов.
  • В радиоэлектронике, промышленной и любительской, для травления плат, деталей, медной фольги.
  • В печатном деле (цинкография, офорт) для изготовления печатных форм.
  • В текстильной индустрии (относится к «мягким» протравам, не разрушающим волокна ткани).
  • Для замены азотной кислоты в тех случаях, когда в результате реакции выделяется ядовитый оксид азота NO2.
  • В качестве хлорирующего агента при извлечении нужных элементов из рудного сырья.
  • Для удаления масла из сточных вод масложиркомбинатов; хрома из сточных вод кожевенных предприятий.
  • В быту — для удаления гальванических покрытий на основе хрома и меди.
  • В строительной индустрии добавляют в портландцемент для ускорения схватываемости и увеличения прочности бетона.
  • В косметической, пищевой, пивоваренной, фармацевтической индустрии и ювелирном деле.

В продажу хлорное железо поступает в виде твердого вещества и в виде раствора. В магазине «ПраймКемикалсГрупп» вы можете купить 6-водное хлорное железо в виде кусков или кристаллов, оптом и в розницу. Есть скидки, возможность самовывоза и доставка.

pcgroup.ru

Хлорид железа - основные свойства и способы применения

Меры предосторожности

 Железо хлорид является токсичным веществом и требует к себе мер безопасности при его использовании. В ходе работы необходимо иметь резиновые перчатки, средства защиты дыхательных путей, а также иметь укрытие всего кожаного покрова. При попадании на кожу вызывает жжение и зуд, если это произошло требуется немедленно промыть место поражение мыльной водой. В случае взаимодействия с глазами, вызывает обильное покраснение с характерным выделение слезного покрова, в случае попадания требуется промыть глаза теплой водой до полного смытия реагента. Особым отличием хлорного железа является его  ввысокое коррозийное свойство, при попадании на одежду оставляет обильные следы ржавчины, которые в свою очередь практически невозможно отстирать.

 

Транспортировка хлорида железа

Перевозка и хранение должно осуществляться по правилам транспортировки опасных грузов класса 8. Опасные грузы — это вещества и предметы, которые из-за присущих им свойств несут угрозу жизни и здоровью человека, состоянию окружающей среды и т.д. К ним относятся: топливо, кислоты, краски, аэрозоли, огнетушители, растворители, клеи, медицинские препараты.

Хлорное железо должно храниться в гуммированных, титановых или полиэтиленовых емкостях.

Перевозят реактив в стальных гуммированных железнодорожных или автомобильных цистернах, а также в специальных контейнерах.

В холодное время года, хранение продукта производится в закрытых складских помещениях с соблюдением температурного режима.

Гарантийный срок хранения — один год со дня изготовления.

Не требует к себе обязательной сертификации.

 

Где купить железо хлорное?

Идеальным местом чтобы купить хлорное железо, является наш интернет магазин, в нем вы можете быстро оформить доставку до необходимого адреса.

 

 Хлорное железо — порошок ярко-оранжевого или черного цвета, данная субстанция представляет собой кристаллическую массу с выраженным запахом металла. Самой популярной основой в производстве, является трехвалетное железо и соляная кислота, выделяется ядовито бурый дым. Безводная соль в свою очередь служит осушителем, при контакте с водой выделяет большую температуру.

Химические свойства хлорного железа

 Делиться на два вида, это шести водное и безводное хлорное железо. Основным отличием от двух этих видов является кол-во молекул воды в составе, а также валентность железа при производстве. В случае достижения температуры плавления, начинается образование дихлорида и молекулярного хлора.

Применение железо хлорида в быту и промышленности

 Широкое распространение хлорид железа нашел в электронике, автомастерских, водоснабжении, кузнечном деле и т.д.

Основные направления применения трёхвалентного железа:

  • Травление печатных плат
  • Удаление олова с печатных плат
  • Снятие хрома с деталей автомобилей
  • Очистка сточных вод (в виде коагулянта)
  • Проявление рисунка на металлических ножах
  • Крашение и протравка тканей
  • Применяется как самый распространенный коагулянт в органическом синтезе

Хлорное железо является довольно-таки разносторонним реактивом, он используется в самых разных и неожиданных областях промышленности и быта.

xn--80aqmcglmz.xn--p1ai

Взаимодействие хлора с железом

Хлор — чрезвычайно химически активный элемент. Он вступает во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения хлора с металлами. Во всех этих случаях металлы отдают электроны, т.е. окисляются, а атом хлора присоединяет электроны, т.е. восстанавливается. Эта способность присоединять электроны, резко выраженная у атома хлора, является его характерным химическим свойством. Следовательно, хлор – очень сильный окислитель.
Взаимодействие хлора с железом протекает согласно следующему уравнению:

().

Рассчитаем количество моль хлора и железа, вступивших в реакцию взаимодействия:

;
;
.

;
;
.

Определим, какое из исходных веществ находится в избытке и дальнейшие расчеты будем производить по тому соединению, которое в недостатке:

, значит ;

Определим мольное соотношение железа и хлорида железа (III) для того, чтобы вычислить количество вещества соли:

,
т.е. .

Тогда, масса образующегося хлорида железа (III) будет равна:

;
.

;
;
.

ru.solverbook.com

Хлорид железа (II) и хлорид железа (III). Задачи 1115

Реакции Хлорида железа (II) и хлорида железа (III с карбонатом натрия

Задача 1115. 
Написать уравнения реакций взаимодействия раствора Na2CO3 с растворами FeCl3 и FeCl2.
Решение:
а) 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓+ 6NaCl +3CO2

Ионы Fe3+ и CO32- не связываются потому что при смешении растворов FeCl3 и Na2CO3 усиливается протекание гидролиза обеих солей и гидролиз протекает до конца с образованием осадка  Fe(OH)3 и газа СО2.

б) При смешении растворов FeCl2 и Na2CO3 происходит связывание ионов Fe2+ с CO32- с образованием осадка FeCO3:

FeCl2 +  Na2CO3 = FeCO3 + 2NaCl.
 


Взаимопревращения солей железа (II) и железа (III)

Задача 1116. 
Как превратить: а) соль железа (III) в соль железа (II) б) соль железа (II) в соль железа (III)? Привести примеры реакций.
Решение:
а) Превращение солей железа (III) в соли железа (II).

При действии сильных восстановителей в водном растворе соли железа (III) проявляют окислительные свойства, переходя в соли железа (II):

2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа(III):

Fe2(SO4)3  + Fe ↔ 3FeSO4

Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальци, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа(III):

CuS + Fe2(SO4)3  ↔ 2FeSO4 + CuSO4 + S↓

б) Превращение солей железа (II) в соли железа (III).

Соли железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соли железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ↔ 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ↔ 3Fe2(SO4)3 + 2NO↑ + 4H2O

Также трихлорид получается при окислении хлором хлорида железа(II):

2FeCl2 + Cl2 ↔ 2FeCl3

Также существует достаточно интересный метод окисления оксидом серы(IV):

4 FeCl2 +  SO2 + 4HCl ↔ 4FeCl3 + S↓ + 2H2O

При действии хлора или брома на раствор желтой кровяной соли анион [Fe(CN)6]4- окисляется, превращаясь в [Fe(CN)6]3-:

[Fe(CN)6]4- + Cl2 ↔ [Fe(CN)6]3- + 2Cl


buzani.ru

Как получить FeCl3 🚩 как получить хлорид железа 🚩 Образование 🚩 Другое


Хлорид железа (FeCl₃ , хлорное железо, трихлорид железа) – это соль трехвалентного железа и соляной кислоты. Представляет собой мягкое вещество красно-коричневого, зеленоватого или фиолетового оттенка с характерным металлическим блеском. При контакте с воздухом хлорид железа приобретает желтый оттенок и по цвету и консистенции становится похожим на влажный песок.

Целый ряд свойств, которыми обладает хлорид железа благодаря своему химическому составу, делает это вещество незаменимым в промышленности. Так, хлорное железо используется в радиоэлектронике для потравы плат; в пищевой промышленности участвует в процессе пивоварения и выпечки хлебобулочных изделий; входит в состав реактивов, которые используются при печати фотографий; в текстильной промышленности участвует в производстве тканей; при помощи хлорного железа очищают воду в промышленных масштабах; хлорид железа является важным элементом в металлургической и химической промышленности.

Кроме этого, хлорное железо необходимо человеку для нормальной жизнедеятельности организма. Оно помогает организму восполнить нехватку железа, связанную с потерей крови или при нарушении усвояемости железа. Поскольку нехватка хлорного железа может негативно отразиться на работе организма, в фармакологии существует множество препаратов, в состав которых входит FeCl₃.

Существует несколько способов получения трихлорида железа. Так, хлорид железа образовывается в результате взаимодействия одновалентного железа с чистым хлором: 2Fe + 3Cl2 = FeCl₃.

Кроме того, хлорид железа можно получить путем окисления двухвалентного хлорида железа хлором: 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl₃.

Также хлорид железа получается в процессе окисления хлорида железа (II) сернистым газом. В этом случае происходит более сложная химическая реакция: 4FeCl2 + SO2 + 4HCl = 4FeCl3 + S + 2h3O.

В домашних условиях можно провести несколько интересных экспериментов, в ходе которых удастся получить хлорид железа.

Потребуется сильно проржавевшая железная стружка (подойдет обычная ржавчина со старой трубы) и раствор соляной кислоты в пропорциях 1:3. Железо необходимо положить в стеклянную емкость и залить соляной кислотой. Поскольку химическая реакция в данном случае протекает достаточно медленно, придется подождать несколько дней. Когда реактив приобретет характерных желто-коричневый оттенок, жидкость из емкости сливается, а полученный осадок фильтруется. В стеклянной емкости в пропорциях 2:2:6 смешать 30-процентный раствор перекиси водорода, соляную кислоту и воду. В результате химической реакции образуется раствор хлорида железа. Хлорид железа также можно получить в результате реакции соляной кислоты и оксида железа Fe2O3. Для этого соляная кислота помещается в стеклянную емкость. Осторожно, маленькими порциями в нее добавляется оксид железа (железный сурик).

Важно помнить, что соляная кислота очень токсична и при попадании на кожу вызывает серьезные ожоги. Кроме того, в ходе химических реакций выделяются пары железа, которые могут вызвать поражения дыхательных и зрительных органов. Резиновые перчатки, защитная маска и очки помогут предотвратить эти негативные последствия.

www.kakprosto.ru

FeCl3 + KI = ? уравнение реакции

В результате взаимодействия хлорида железа (III) с иодидом калия на холоду (FeCl3 + KI = ?) происходит образование средних солей — хлоридов железа (II) и калия, а также выделение свободного йода. Реакция носит обратимый характер. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

Запишем ионные уравнения, учитывая, что простые вещества на ионы не распадаются, т.е. не диссоциируют.

   

   

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.
Безводный хлорид железа (II) представляет собой кристаллы белого цвета (в виде кристаллогидрата – зеленые), которые плавятся и кипят без разложения. Летуч в потоке НС1 при нагревании, в газе — димер . На воздухе желтеет вследствие окисления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролизуется по катиону) и хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, при стоянии раствора окисляется растворенным в воде кислородом. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.
Хлорид железа (II) получают растворением железа в соляной кислоте, а также по нижеперечисленным реакциям:

   

   

   

 

ru.solverbook.com

Fe + HCl = ? уравнение реакции

При растворении железа в соляной кислоте (Fe + HCl = ?) происходит образование соли хлорида железа (II) и выделение газа водорода. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

Запишем ионное уравнение, однако, следует учесть, что простые вещества не диссоциируют, т.е. не распадаются на ионы.

   

   

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.
Теперь переходим к решению задачи. Первоначально рассчитаем количество молей веществ, вступивших в реакцию (; ):

   

   

   

   

   

   

Это означает, что соляная кислота находится в избытке и дальнейшие расчеты производим по железу.
Согласно уравнению реакции

   

значит

   

Тогда масса хлорида железа (II) будет равна (молярная масса – 127 g/mole):

   

ru.solverbook.com

Хлор — Википедия

Хлор
← Сера | Аргон →

Жидкий хлор в запаянном сосуде

Название, символ, номер Хлор / Chlorum (Cl), 17
Атомная масса
(молярная масса)
[35,446; 35,457][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5
Радиус атома 99 пм
Ковалентный радиус 102±4 пм
Радиус иона (+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность 3,16 (шкала Полинга)
Электродный потенциал 0
Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, 0, −1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) 3,21 г/л;
(жид. при −35 °C) 1,557 г/см3;
(тв. при −105 °C) 1,9 г/см³
Температура плавления 172,2К; −100,95 °C
Температура кипения 238,6К; −34,55 °C
Критическая точка 416,9 К, 7,991 МПа
Уд. теплота плавления 6,41 кДж/моль
Уд. теплота испарения 20,41 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 21,838[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 18,7 см³/моль
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Теплопроводность (300 K) 0,009 Вт/(м·К)
Номер CAS 7782-50-5

Хлор (от греч. χλωρός — «жёлто-зелёный») — химический элемент с атомным номером 17[3]. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в третьем периоде таблицы. Атомная масса элемента 35,446...35,457 а. е. м.[1] [комм 1]. Обозначается символом Cl (от лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

Соединение с водородом — газообразный хлороводород — был впервые получен Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl+MnO2→MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HCl+MnO_{2}\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теорией флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод), однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор[4].

В 1826 году атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом (отличается от современных данных не более, чем на 0,1 %)[5].

В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl2·6Н2О, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[6]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры; кларковое число хлора — 0,017 %. Человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %[7]. Свойства стабильных и некоторых радиоактивных изотопов хлора перечислены в таблице:

Изотоп Относительная масса, а. е. м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин
35Cl 34,968852721 Стабилен 3/2
36Cl 35,9683069 301 тыс. лет β-распад в 36Ar 0
37Cl 36,96590262 Стабилен 3/2
38Cl 37,9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2
39Cl 38,968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2
40Cl 39,97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2
41Cl 40,9707 34 c β-распад в 41Ar
42Cl 41,9732 46,8 c β-распад в 42Ar
43Cl 42,9742 3,3 c β-распад в 43Ar

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Свойство Значение[8]
Цвет (газ) Жёлто-зелёный
Температура кипения −34 °C
Температура плавления −100 °C
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
~1400 °C
Плотность (газ, н.у.) 3,214 г/л
Сродство к электрону атома 3,65 эВ
Первая энергия ионизации 12,97 эВ
Теплоёмкость (298 К, газ) 34,94 Дж/(моль·K)
Критическая температура 144 °C
Критическое давление 76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) 0 кДж/моль
Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 Дж/(моль·K)
Энтальпия плавления 6,406 кДж/моль
Энтальпия кипения 20,41 кДж/моль
Энергия гомолитического разрыва связи Х—Х 243 кДж/моль
Энергия гетеролитического разрыва связи Х—Х 1150 кДж/моль
Энергия ионизации 1255 кДж/моль
Энергия сродства к электрону 349 кДж/моль
Атомный радиус 0,073 нм
Электроотрицательность по Полингу 3,20
Электроотрицательность по Оллреду — Рохову 2,83
Устойчивые степени окисления −1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a = 6,29 Å, b = 4,50 Å, c = 8,21 Å[9]. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a = 8,56 Å и c = 6,12 Å[9].

Растворимость[править | править код]

Растворитель Растворимость г/100 г
Бензол Растворим
Вода[10] (0 °C) 1,48
Вода (20 °C) 0,96
Вода (25 °C) 0,65
Вода (40 °C) 0,46
Вода (60 °C) 0,38
Вода (80 °C) 0,22
Тетрахлорметан (0 °C) 31,4
Тетрахлорметан (19 °C) 17,61
Тетрахлорметан (40 °C) 11
Хлороформ Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4 Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl при 1000 К равна 2,07⋅10−4%, а при 2500 К — 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 2—3 мг/м³.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в газообразном хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Строение электронной оболочки[править | править код]

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, 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 степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентности IV и VI, например, ClO2 и Cl2O6. Однако оксид хлора(IV) является радикалом, то есть у него есть один неспаренный электрон, а оксид хлора(VI) содержит два атома хлора, имеющих степени окисления +5 и +7.

Взаимодействие с металлами[править | править код]

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

2Na+Cl2→2NaCl{\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl}}}
2Sb+3Cl2→2SbCl3{\displaystyle {\mathsf {2Sb+3Cl_{2}\rightarrow 2SbCl_{3}}}}
2Fe+3Cl2→2FeCl3{\displaystyle {\mathsf {2Fe+3Cl_{2}\rightarrow 2FeCl_{3}}}}

Взаимодействие с неметаллами[править | править код]

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов) образует соответствующие хлориды.

5Cl2+2P→2PCl5,{\displaystyle {\mathsf {5Cl_{2}+2P\rightarrow 2PCl_{5}}},}
2S+Cl2→S2Cl2{\displaystyle {\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}}

или

S+Cl2→SCl2.{\displaystyle {\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}.}

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикально-цепному 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[11] или жёлто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.

h3+Cl2→2HCl.{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}.}

С кислородом хлор образует оксиды (см. статью Оксиды хлора), в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду. Напрямую хлор с кислородом не реагирует. При реакции с фтором образуется не хлорид, а фториды:

Cl2+F2→2ClF,{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+F_{2}\rightarrow 2ClF}},}
Cl2+3F2→2ClF3,{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+3F_{2}\rightarrow 2ClF_{3}}},}
Cl2+5F2→2ClF5.{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+5F_{2}\rightarrow 2ClF_{5}}}.}

Известны фторид хлора(I), фторид хлора(III) и фторид хлора(V) (ClF, ClF3 и ClF5), Могут быть синтезированы из элементов, степень окисления хлора меняется в зависимости от условий синтеза. Все они представляют собой при комнатной температуре бесцветные ядовитые тяжёлые газы с сильным раздражающим запахом. Сильные окислители, реагируют с водой и стеклом. Используются как фторирующие агенты.

Другие свойства[править | править код]

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

Cl2+2HBr→Br2+2HCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2HBr\rightarrow Br_{2}+2HCl}}}
Cl2+2NaI→I2+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaI\rightarrow I_{2}+2NaCl}}}

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2+CO→COCl2{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+CO\rightarrow COCl_{2}}}}

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

Cl2+h3O⇄HCl+HClO{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO}}}
Cl2+2NaOH→NaCl+NaClO+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O}}}
3Cl2+6NaOH→5NaCl+NaClO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {3Cl_{2}+6NaOH\rightarrow 5NaCl+NaClO_{3}+3H_{2}O}}} (при нагревании)

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2+Ca(OH)2→CaCl(OCl)+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+Ca(OH)_{2}\rightarrow CaCl(OCl)+H_{2}O}}}

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

4Nh4+3Cl2→NCl3+3Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {4NH_{3}+3Cl_{2}\rightarrow NCl_{3}+3NH_{4}Cl}}}

Окислительные свойства хлора[править | править код]

Хлор — очень сильный окислитель:

Cl2+h3S→2HCl+S{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}S\rightarrow 2HCl+S}}}

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Реакции с органическими веществами[править | править код]

С насыщенными соединениями:

Ch4-Ch4+Cl2→C2H5Cl+HCl{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}{\text{-}}CH_{3}+Cl_{2}\rightarrow C_{2}H_{5}Cl+HCl}}}
Ch5+Cl2→Ch4Cl+HCl{\displaystyle {\mathsf {CH_{4}+Cl_{2}\rightarrow CH_{3}Cl+HCl}}} (получение хлороформа, реакция идет многоступенчато с образованием тетрахлорметана CCl4)

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

Ch3=Ch3+Cl2→Cl-Ch3-Ch3-Cl{\displaystyle {\mathsf {CH_{2}{\text{=}}CH_{2}+Cl_{2}\rightarrow Cl{\text{-}}CH_{2}{\text{-}}CH_{2}{\text{-}}Cl}}}

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):

C6H6+Cl2→C6H5Cl+HCl{\displaystyle {\mathsf {C_{6}H_{6}+Cl_{2}\rightarrow C_{6}H_{5}Cl+HCl}}}

Химические методы[править | править код]

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение.

Метод Шееле[править | править код]

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

MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {MnO_{2}+4HCl\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
Метод Дикона[править | править код]

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.

ru.wikipedia.org


Смотрите также




Карта сайта, XML.