Строение атомов хлора: Строение атома хлора (Cl), схема и примеры

Содержание

Хлор – nabi-ildar.ru

Хлор

Положение в периодической системе Д.И. Менделеева

Хлор- это элемент VII группы главной подгруппы, относится к галогенам. Порядковый номер элемента 17 (то есть содержит 17 протонов, и 17 электронов). Относительная атомная масса 35,5. Элемент образуют два изотопа хлора 35 и 37.

Строение атома

У хлора 3 энергетических уровня, где на внешнем энергетическом уровне располагаются 7 электронов (два электрона на s-подуровне и пять на p-подуровне).
Хлор относится к p-элементам неметаллам, так как последним заполняется p- подуровень внешнего энергетического уровня.

В основном состоянии хлор содержит 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне ,p- подуровне, за счет которого хлор образует одну связь, проявляет валентность I. Но так как у хлора на внешнем энергетическом уровне есть d-подуровень со свободными орбиталями хлор может переходить в три возбуждённых состояния. В первом возбужденном состоянии один электрон из спаренных с одной p-орбитали переходит на d-подуровень становится 3 неспаренных электрона (валентность III), во втором возбужденном состоянии еще один из спаренных переходит из p-орбитали переходит на d-подуровень становится 5 неспаренных электрона (валентность V), третье возбужденное состояние из спаренных электронов s- подуровня один электрон переходит на d-подуровень становится 7 неспаренных электронов (валентность VII). По этой причине хлор может проявлять валентность I, III, V, VII. Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,0, +1, +3,+5,+7.

Физические свойства

При обычных условиях хлор Cl₂ –газ желто-зеленого цвета с резким удушливым запахом, ядовит, в 2,5 раза тяжелее воздуха. При комнатной температуре растворяется в 1 объеме воды 2,5 объема хлора. При давлении 0.6 Мпа переходит в жидкое состояние при комнатной температуре.

Нахождение в природе

В свободном виде хлор практический не встречается. Входит состав соединений так ка очень активный: галит (каменная соль) NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl₂

·6Н₂О, карналлита KCl·MgCl₂·6Н₂O, каинита KCl·MgSO₄·3Н₂О. очень много хлора в морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла, который участвуют в фотосинтезе.

Получение

В промышленности получаю электролизом расплавов и растворов хлорида натрия:
2NaCl = 2Na+ Cl₂ ↑

2NaCl + 2h3O = 2NaOH + H₂↑ + Cl₂ ↑
В лаборатории получают из концентрированной соляной кислоты действием различных окислителей при нагревании, такие как оксид марганца(IV), перманганат калия, бертолетова соль (хлорат калия).

MnO₂+4HCl = MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

2KMnO₄+16HCl = 2MnCl₂+2KCl+5Cl₂↑+8H₂O

KClO₃+6HCl = KCl+3Cl₂↑+3H₂O

Химические свойства

Хлор очень активное вещество, вступает в реакцию как с простыми, так и сложными веществами.
Взаимодействие с простыми веществами.
Неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов) образует соответствующие хлориды:

с водородом (на свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом). Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода:
Н₂ + Сl₂ = 2НСl.
Cl₂ + 2S (расплав) = S₂Cl₂
Cl₂ + S (расплав) = SCl₂
ЗCl₂ + 2Р = 2РCl₃, в избытке хлора 5Cl₂ + 2Р = 2РCl₅
2Cl₂ + Si = SiCl₄
3Cl₂ + I₂ = 2ICl₃
Металлами:
Активные металлы воспламеняются в атмосфере газообразного хлора и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
Cl₂+ 2Na = 2NaCl
3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃
Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
Cl₂ + Сu = CuCl₂

3Cl₂ + 2Аu = 2AuCl₃
Со сложными веществами:
С водой гидролизуется, образуется хлорноватистая т соляная кислота. Смесь данных кислот называют хлорной водой.
Cl₂ + H₂O → HCl + HClO
Хлорноватистая кислота неустойчивая и распадается на хлороводород и кислород:
НСlО = НСl + О
Выделяющийся при этом атомарный кислород очень активен, за счет чего хлорная вода является сильным окислителем.
Хлорноватистая кислота может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl₂О:
2НСlО = Сl₂О + Н₂О.
Именно запах этого газа Сl₂О — характерный запах «хлорки».
2Cl₂ +2H₂O = 4HCl + O₂ (на свету)
Хлор взаимодействует со щелочами и в зависимости от условия продукты реакции отличаются.
При комнатной температуре:
Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O
При нагревании:
3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ +3H₂O
Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:
Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaOCl₂ + H₂O (CaOCl₂– хлорная известь)
Как более сильный окислитель вытесняет менее сильные из их бескислородных кислот и их солей:
Cl₂ + H₂S → 2HCl + S
Cl₂ + 2NaBr = Br₂ + 2NaCl

Применение

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука. Производство отбеливающих средств для отбеливания тканей, бумаги, картона. Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. Использовали как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген. Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

Онлайн урок: Галогены по предмету Химия 8 класс

В свободном состоянии молекулы галогенов состоят из двух атомов.

Некоторые физические свойства галогенов собраны в таблице.

Галоген	Фтор	Хлор	Бром	Йод
Внешний вид	Бледно-желтый газ с резким запахом	Желто-зеленый газ с резким запахом	Коричневая жидкость с резким удушающим запахом	Тёмно-серые кристаллы
Относительная атомная масса	19	35,4	79,9	126,9
Температура плавления	–220 °С	–101 °С	–7 °С	114 °С
Температура кипения	–188 °С	–35 °С	59 °С	184 °С
Растворимость в воде	Окисляет воду	Небольшая	Небольшая	Небольшая
Растворимость в органических растворителях	Окисляет растворитель	Небольшая	Хорошая	Хорошая

Астат в связи с его очень большой скоростью радиоактивного распада не был получен в значительных количествах.

Водные растворы галогенов называют соответственно:

хлорной водой
бромной водой
йодной водой

Все галогены ядовиты.

Физиологическое действие галогенов определяется сильными окислительными свойствами.

Особенно опасен фтор (F). При вдыхании даже небольших количеств фтора развивается отек легких, разрушается костная ткань.

Хлор (Cl) применялся как боевое отравляющее вещество во время Первой мировой войны. Отравление хлором вызывает легочные и бронхиальные заболевания.

Токсичность йода (I) используется при хлорировании воды – одном из способов очистки питьевой воды и обеззараживания сточных вод.

Однако в последнее время из-за токсичности хлора всё чаще применяют озонирование – обработку воды озоном.

Озон при разложении даёт кислород, который в небольших концентрациях не ядовит.

Пары брома (Br) вызывают удушье, головокружение, головную боль. При попадании брома на кожу образуются сильные, не заживающие длительное время ожоги.

Наименее ядовит из галогенов йод (I), однако и с ним необходимо обращаться осторожно, так как вдыхание паров йода оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, нервную систему.

Кристаллический йод также может вызвать ожог кожи. Именно из-за небольшой токсичности йод применяется как антисептик в медицине.

Галогены химически очень активны, реагируют с очень многими простыми и сложными веществами.

С водородом они образуют бинарные соединения: HF, HCl, HBr, HI

Это ядовитые газы с резким запахом, напоминающим запах соответствующих галогенов.

Эти газы хорошо растворяются в воде и диссоциируют на ионы, образуя кислоты, которые реагируют с металлами с образованием галогенидов и выделением водорода.

Первые две кислоты используются больше двух других и поэтому имеют собственные названия:

хлороводородная кислота HCl (соляная)

фтороводородная кислота HF (плавиковая)

Своё название они получили из-за того, что хлороводородная кислота HCl (соляная) образует поваренную соль:

фтороводородная кислота HF (плавиковая), хотя и не очень сильная именно как кислота, но способна растворять стекло: фтор в составе кислоты вытесняет кислород из оксида кремния (основного компонента стекла):

Это свойство плавиковой кислоты используется при нанесении надписей и рисунков на стекло.

Галогены активно реагируют с металлами, образуя соли:

фториды
хлориды
бромиды
йодиды

При повышенной температуре хлор реагирует с медью, железом и некоторыми другими не очень активными металлами.

Металлы, как правило, горят в галогенах ярким пламенем с образованием большого количества искр.

Интересна реакция горения алюминия в броме.

Реакция сопровождается выделением большого количества энергии. Образующийся бромид алюминия сразу же гидролизуется во влаге воздуха с образованием большого количества дыма – выглядит это очень эффектно.

Тем не менее, хлор вполне можно хранить в стальных баллонах, потому что при отсутствии влаги реакция не идёт – главное, чтобы хлор был сухим. Баллоны с хлором окрашивают в зеленый цвет с тёмно-зеленой полосой или в желтый цвет с зеленой полосой.

Большинство неметаллов непосредственно взаимодействуют с галогенами.

С хлором и бромом энергично взаимодействуют сера и фосфор:

Галогены взаимодействуют и со сложными веществами (водой, сероводородом).

Причем активность галогенов в подгруппе убывает сверху вниз.

Если вам когда-нибудь зададут вопрос: «А может ли гореть вода?» – смело отвечайте: «Да, может».

Всё дело в том, что более сильный окислитель вытесняет более слабый из его соединений.

Точно также происходит и с водой, если на неё воздействовать фтором (фтор – более сильный окислитель, чем кислород).

В атмосфере фтора вода в прямом смысле горит.

Химическая реакция горения воды в струе фтора выглядит так:

Галогены также способны вытеснять друг друга из солей – более активный элемент вытесняет менее активный.

На этом основан промышленный метод получения йода: хлор пропускают через насыщенный раствор морской соли, который содержит большое количество йодидов, и йод выделяется в виде простого вещества:

Иод, Фтор, Хлор электронное строение

Галогены — фтор, хлор, бром, нод — расположены в главной подгруппе седьмой группы периодической системы элементов. В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по семь электронов и они могут присоединять один электрон, превращаясь в отрицательные ионы 1 . Отрицательную степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. Это объясняется электронным строением атомов. Атом фтора имеет следующее электронное строение [c.86]
Элементы фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At составляют V1IA группу Периодической системы Д. И. Менделеева. Групповое название этих элементов — галогены. Строение валентного электронного уровня атомов галогенов одинаково ns np атом фтора не имеет /г -подуровня, поэтому он образует только одну ковалентную связь. Фтор — самый электроотрицательный элемент и встреч ается только в состояниях Р- и F . [c.219]

Электронное строение атома хлора отличается от рассмотренного атома фтора [c.86]

Различие в строении второго снаружи энергетического уровня, на котором у атомов фтора находятся только два электрона у атомов хлора — восемь а у атомов брома, иода и астата — [c.386]

В соответствии с особенностями строения электронных оболочек атомов элементы VII группы подразделяются на три подгруппы типические элементы (водород, фтор, хлор), элементы подгруппы брома (бром, иод, астат) и элементы подгруппы марганца (марганец, технеций, рений). [c.287]

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2 р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда — 1. Рассмотрим теперь электронное строение атома хлора [c.199]

Галогены —это элементы, расположенные в правой части периодической таблицы, в группе, которая находится непосредственно перед группой инертных газов. Элементы этой группы — фтор, хлор, бром, иод и астат — имеют заметное сходство и некоторые общие тенденции в изменении химических свойств. Такое сходство естественно, так как электронное строение внешних уровней у всех этих элементов одинаково. Каждый элемент имеет на один электрон меньше, чем последующий инертный газ. Различия в химическом поведении галогенов нетрудно понять в свете увеличения заряда ядра, числа электронов и размера атома при перемещении сверху вниз по этой группе периодической таблицы. [c.523]

Д. И. Менделеев, открывший объективный закон природы, не имел возможности вскрыть причины периодического изменения свойств элементов. Причины периодичности в изменении свойств элементов были раскрыты только с помощью теории строения атома. Эта теория показала, что в ходе развития электронных оболочек атомов (стр. 45) периодически повторяются одинаковые конфигурации внешних электронов, от которых более всего зависят химические свойства. Таким образом, периодическое изменение свойств элементов является следствием периодического возвращения электронных оболочек атомов к одним и тем же конфигурациям электронов внешнего слоя. Например, свойства самых активных щелочных металлов периодически повторяются у лития, натрия, калия, рубидия, цезия и франция потому именно, что в наружном слое их атомов периодически повторяется одноэлектронная конфигурация. Подобно этому свойства наиболее активных неметаллов — галогенов — периодически повторяются у фтора, хлора, брома, йода и астата, так как атомы их имеют по семь электронов во внешнем слое. [c.79]

НИИ электроны с Зр- и Зх-подуровней переходят на Зй-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение электронов, находящихся на одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги, кроме фтора, могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме (см. электронное строение атома фтора). Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и его соединений. [c.246]

Общая характеристика галогенов. Галогенами называют элементы фтор, хлор, бром, нод и астат. Атомы всех галогенов имеют в наружном слое 7 электронов. Одинаковое строение наружного электронного слоя обусловливает большое сходство их друг с другом. Это проявляется в общности химических свойств, в формах и свойствах образуемых ими соединений. Атомы всех галогенов весьма легко присоединяют один электрон, образуя отрицательно заряженные ионы. Изображая галоген буквой R, можно процесс этот выразить электронно-1юнным уравнением [c.94]

Искаженная Т-образная структура молекулы трифторида хлора может рассматриваться как производная от модели тригональ-ной бипирамиды [90]. Атом хлора находится в центре бипирамиды, а атомы фтора расположены таким образом, что два из них находятся в противоположных углах двух пирамид, а третий — в одном из углов треугольника, образуемого основаниями пирамид. Два остальных угла треугольника заняты электронной парой атома хлора. Такое строение молекулы удовлетворительно объясняет способность трифторида хлора к димеризации. [c.48]

У всех элементов, находящихся в одной и той же подгруппе периодической системы, строение внешних электронных оболочек одинаково, поэтому в свойствах таких элементов наблюдается наибольшее сходство, хотя металлические свойства в группе сверху вниз нарастают. Характер изменения свойств в группах элементов в данном случае определяется главным образом изменением радиусов атомов. Однако необходимо обратить внимание на следующее. При переходе в группе от второго к третьему периоду свойства элементов меняются настолько резко, что объяснить это одним лишь изменением радиуса атома нельзя. Например, кислород бывает только двухвалентным, а сера и все остальные элементы данной подгруппы могут иметь валентность 2, 4 и 6. Для фтора характерна исключительно одновалентность, в то время как хлор и остальные галогены могут быть 1-, 3-, 5- и 7-валентными. Такое изменение свойств при переходе от второго к третьему периоду обусловлено некоторыми особенностями структуры внешних электронных оболочек атомов элементов второго периода, с [c.62]

В молекуле фтора этих дополнительных связей нет (фтор не имеет ( -орбиталей) и поэтому его молекула менее прочна. Сродство к электрону у фтора несколько меньше, чем у хлора, но больше, чем у брома, и составляет 350 кДж/моль атомов. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал фтора очень высок ( + 2,85 В) фтор — сильнейший окислитель, способный оттягивать электроны даже от атома кислорода. Ион фтора по размерам почти точно равен иону кислорода О -, поэтому оба иона образуют соединения, похожие друг на друга. Между фторидами ионного тина, например фторидом натрия, и оксидами, например оксидом кальция, наблюдается сходство в строении кристаллической решетки. По ряду свойств фториды металлов резко отличаются от хлоридов и бромидов. Так, фторид серебра растворим в воде, в то время как его хлориды и бромиды почти нерастворимы. [c.194]

Самым распространенным из галогенов является хлор, который содержится в биосфере в макроколичествах, тогда как фтор, бром, иод являются микроэлементами. Все галогены имеют сходное строение внешнего электронного слоя. [c.74]

Строение внешнего электронного слоя атомов хлора, брома, иода rts p . Для всех рассматриваемых элементов возможен переход атомов в возбужденные состояния, отвечающие w > 0 этим они отличаются от фтора. Если для F единственной ненулевой степенью окисления является —1, то для остальных галогенов она лишь наиболее устойчивая. 7 [c.474]

Высшие интергалогенные соединения имеют формулы ХХ3, ХХ5 или XX,, где Х -хлор, бром или иод, а Х -фтор (единственным исключением является 1С1з, в котором Х -хлор). Из проведенного в разд. 7.7, ч. 1, обсуждения химической связи и структуры следует, что соединения такого типа образуются с участием надвалентных орбиталей центрального атома. Пользуясь теорией отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП), изложенной в разд. 8.1, ч. 1, можно предсказать геометрическое строение таких соединений. Характер химической связи между центральным и периферическими атомами в интергалогенных соединениях можно описать и в рамках представлений [c.295]

Строение внешнего. электронного слог атомов хлора, брВнешние электронные оболочки атомов хлора, брома и иода имеют свободные (/-орбитали, поэтому для всех рассматриваемых элементов возможен переход атомов в возбужденные состояния, отвечающие степеням окисления >0 этим они отличаются от фтора. Если для фтора единственной ненулевой степенью окисления является -1, то для остальных галогенов она лишь наиболее устойчива. [c.461]

Из сделанного обзора строения атомов первых 20 элементов периодической системы можно сделать чрезвычайно важные выводы. У атомов водорода и гелия, входящих в п е р в ы й период периодической системы Д. И. Менделеева, имеется одна электронная оболочка, причем образование этой оболочки начинается у водорода, первого элемента этого периода, и кончается у гелия, последнего элемента этого периода. У атомов лития, бериллия, бора, углерода, азота, кислорода, фтора и неона, входящих во второй период периодической системы, имеются две электронные оболочки, причем образование второй оболочки начинается у лития, первого элемента этого периода, и кончается у неона, последнего элемента этого периода. У атомов натрия, магния, алюминия, кремния, фосфора, серы, хлора и аргона, входящих в третий период периодической системы, имеются три электронные оболочки, причем образование третьей электронной оболочки начинается у натрия, первого элемента этого периода, и кончается у аргона, последнего элемента этого периода. У атома калия, начинающего четвертый период периодической системы, начинается образование четвертой электрон- [c.212]

Следует отметить, что среди полифосфонитрилгалогенидов изучались производные хлора, брома и фтора методом получения, строению, свойствам и применению которых посвящен ряд обзоров Методом МО ЛКАО исследована электронная [c.610]

При изучении химических свойств элементов выявилось одно очень важное явление — они образуют естественные группы. Действительно, сравнивая свойства фтора, хлора, брома и иода, мы видели, что эти элементы обладают близкими свойствами все они образуют соединения с водородом типа HR, где R — один из представителей этой группы они непосредственно реагируют с металлами, образуя при этом типичные соли, например, NaF, Na l, NaBr и KJ. Они образуют соли кислородсодержащих кислот, которые обладают сильными окислительными свойствами КСЮ, КВгО и KJO. Можно было бы указать еще ряд их общих свойств. При изучении строения их атомов было установлено, что у всех этих элементов, и только у них, внешний электронный слой состоит из 7 электронов. Все это дало право объединить их в одну группу и дать общее название — галогены. [c.271]

Строение атома фосфора. Соответственно порядковому номеру фосфора 15 его атом имеет три электронные оболочки из 2, 8 и 5 эл ктро- ов. Лишь при взаимодействии с наиболее электроположительными металлами атом фосфора может восполнять внешнюю оболочку до. октета, превращаясь в троекратно отрицательный ион Р. Обычно же атом фосфора образует ковалентные связи, выступая либо как трехвалент-яый, либо же — в соединениях с наиболее электроотрицательными, правее и выше стоящими элементами (фтором, кислородо М, хлором и серой) — как положительно поляризованный пятивалентный элемент. [c.347]

Вопросы и задачи. 1. Рассказать о строении атомов элементов. 2. Привести схемы строения атомов элементов, учитывая заряд ядра атома, указанный в скобках водорода (1), хлора (17), алюминия (13), серы (16 , кислорода (8), гелия (2), лития (3), фтора (9), калия (19), неона (10), кальция (20), фосфора (15). 3. Что такое- ноны Привести примеры положительно и отрицательно заряженных ионов. 4. Привести символы следующих ионов а) положительно заряженного нона меди, несущего 2 заряда б) отрицательно заряженного иона фтора, несущего один заряд в) положительно заряженного иона железа, несущего три заряда г) отрицательно заряженного нона серы, несущего два заряда. 5. Привести схемы строения следующих атомов и ионов, учитывая заряд ядра атома, указанный в скобках а) атома кальция и положительно заряженного иона кальция (20), б) атома фтора и отрицательно заряженного иона фтора (9), в) атома магния и положительно заряженного иона магния (12), г) атома лития и положительно ааряженного иона лития (3), д) атома серы и отрицательно заряженного иона серы (16). 6. Изобразить в виде электронно-ионного уравнения процесс превращения атома в ион а) хлора (в отрицательно заряженный ион), б) серы (в отрицательно заряженный ион), [c.34]

Химические свойства элементов, как известно из неорганической химии, определяются структурой электронного окружения ядер, и в первую очередь структурой внешних электронных слоев — так называемыми валентными электронами. Сходство строения внешних электронных слоев элементов проявляется в сходстве свойств этих элементов — такие элементы входят в состав одной группы Периодической системы Д. И. Менделеева. Вступая в химическую реакцию, элементы в большей или меньшей степени деформируют свои внешние электронные слои электроны внешних слоев реагирующих элементов взаимпдрйствуют между собой (перекрываются) и образуют более сложное, в значительной степени общее, электронное облако. При схарактер взаимодействия будет зависеть от свойств партнеров по реакции. Так, например, сера, взаимодействуя с металлами, оттягивает электроны к себе, электронное облако металла в большей или меньшей степени (в зависимости от свойств металла) смещается в сторону ядра серы, и в отдельном случае может образоваться почти чисто ионная связь. При взаимодействии же серы с кислородом, хлором или фтором электронное облако оказывается смещенным в сторону ядер кислорода, хлора или фтора. В элементарной сере все атомы связаны между собой типичными атомными связями. [c.6]

Если опираться на формальное лрименедие периодического закона, то следовало бы ожидать энергию связи в молекуле фтора большей, чем тако-, вая- в молекуле хлора. Для ia, Вгг и Ь отчетливо видна закономерность чем меньше порядковый номер галогена, тем больше энергия связи, и эта закономерность i.e выполняется для фтора. Есть два объяснения такому факту. Первое предполагает более сильное взаимное отталкивание электронных оболочек двух атомов фтора в молекуле вследствие их меньшего, у других галогенов, размера. Второе опирается на то, что у свободногв атома фтора в отличие от атомов других галогенов отсутствуют вакант-иые d-ячейки. В самом деле, сопоставив строение электронной оболочки атома фтора (см. рис. 30) и строение электронной оболочки атома хлора (рис. 31), мы находим, что в отличие от атома фтора во внешнем валент- [c.65]

Отталкивающее влияние уединенных пар уменьшает углы РС1Р от 90 до 87°29. Строение молекул пентафторида приведено на рис. 302. В этом случае имеется гибридная конфигурация врЫ , т. е. шесть пар октаэдриче-ски расположенных электронов одна пара уединенная и отталкивает четыре атома фтора, выводя их из плоскости, в которой лежит ядро атома хлора. Энергетика образования фторидов хлора представлена в табл. 122. [c.324]

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Продажа Производство Доставка

Хлор (от греч. χλωρ?ς — «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 (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор^[2]).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

История открытия хлора

Впервые газообразный безводный хлороводород собрал Дж. Присли в 1772г. (над жидкой ртутью). Впервые хлор был получен в 1774 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

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 теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

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 NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂ · 6h3O, 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^[3]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,017 %, а 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.

Физические и физико-химические свойства

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

Некоторые физические свойства хлора

Свойство	Значение
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
Теплоемкость (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 ионизациии	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. 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 .

Растворимость

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
Вода^[8] (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 0,003 (мг/л).

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 хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

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 валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность	Возможные степени окисления	Электронное состояние валентного уровня	Пример соединений
I	+1, −1	3s² 3p⁵	NaCl, NaClO
III	+3	3s² 3p⁴ 3d¹	NaClO₂
V	+5	3s² 3p³ 3d²	KClO₃
VII	+7	3s¹ 3p³ 3d³	KClO₄

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO₂ и Cl₂O₆. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

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

Cl₂ + 2Na → 2NaCl

3Cl₂ + 2Sb → 2SbCl₃

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Взаимодействие с неметаллами

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 образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl₂ + 3F₂ (изб.) → 2ClF₃

Другие свойства

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

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

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

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl₂ + H₂S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H₅Cl + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

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

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Способы получения

Промышленные методы

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

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

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 + O₂ → 2H₂O + 2Cl₂

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

2NaCl + 2H₂О → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Анод: 2Cl⁻ — 2е⁻ → Cl₂⁰↑

Катод: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻

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

1,80 NaCl + 0,50 H₂O → 1,00 Cl₂↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H₂↑

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твёрдым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизёра непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твёрдым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизёра служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

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

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Хранение хлора

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.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.
Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.
В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

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

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, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения черезмембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. Вжелудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na⁺/K⁺ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO₃⁻ (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредствомлистопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). 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 растворомсульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Хлор

Хлор
Атомный номер	17
Внешний вид простого вещества	Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит.
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	35,4527 а.е.м.(г/моль)
Радиус атома	100 пм
Энергия ионизации (первый электрон)	1254.9(13.01) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s² 3p⁵
Химические свойства
Ковалентный радиус	99 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность (по Полингу)	3.16
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность	(при −33.6 °C)1,56 г/см³
Молярная теплоёмкость	21.838 Дж/(K·моль)
Теплопроводность	0.009 Вт/(м·K)
Температура плавления	172.2 K
Теплота плавления	6.41 кДж/моль
Температура кипения	238.6 K
Теплота испарения	20.41 кДж/моль
Молярный объём	18.7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Отношение c/a	—
Температура Дебая	n/a K

CI	17
35,4527
[Ne]3s²3p⁵
Хлор

Хлор (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 (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

Схема атома хлора

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а 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.

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.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин
³⁵Cl	34.968852721	Стабилен	—	3/2
³⁶Cl	35.9683069	301000 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

Физические и физико-химические свойства

Некоторые физические свойства хлора

Свойство	Значение
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−101 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400°С
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Сродство к электрону атома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоемкость (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)

При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. 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.

Растворимость

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
Вода (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 0,003 (мг/л).

В реестре CAS — номер 7782-50-5.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

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 валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Взаимодействие с металлами

Cl₂ + 2Na → 2NaCl

3Cl₂ + 2Sb → 2SbCl₃

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Взаимодействие с неметаллами

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.:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl₂ + 3F₂ (изб.) → 2ClF₃

Другие свойства

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

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl₂ + H₂S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Хлор способы получения хлора

Промышленные методы

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

4HCl + O₂ → 2H₂O + 2Cl₂

2NaCl + 2H₂О → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Анод: 2Cl^— — 2е^— → Cl₂⁰↑

Катод: 2H₂O + 2e^— → H₂↑ + 2OH^—

1,80 NaCl + 0,50 H₂O → 1,00 Cl₂↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H₂↑

Диафрагменный метод с твердым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твердым катодом

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Хранение хлора

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.
Использовался как боевое отравляющее вещество, а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные трубы.
В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Биологическая роль хлора

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na⁺/K⁺ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO₃^— (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). 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 Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

Дополнительная информация

Производство хлора в России

Хлорид золота

Хлорная вода

Хлорная известь

Хлорид первого основания Рейзе

Хлорид второго основания Рейзе

Соединения хлора

Гипохлориты

Перхлораты

Хлорангидриды

Хлораты

Хлориды

Хлорорганические соединения

Анализ хлора, выявление хлора — анализируется

— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.

Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор

Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора

оксид
раствор
кислоты
соединения
свойства
определение
диоксид
атом
формула
масса
активный
жидкий
вещество
применение
действие
степень окисления
соли
гидроксид

100 ballov.kz образовательный портал для подготовки к ЕНТ и КТА

Код и классификация направлений подготовки	Код группы образовательной программы	Наименование групп образовательных программ	Количество мест
8D01 Педагогические науки
8D011 Педагогика и психология	D001	Педагогика и психология	45
8D012 Педагогика дошкольного воспитания и обучения	D002	Дошкольное обучение и воспитание	5
8D013 Подготовка педагогов без предметной специализации	D003	Подготовка педагогов без предметной специализации	22
8D014 Подготовка педагогов с предметной специализацией общего развития	D005	Подготовка педагогов физической культуры	7
8D015 Подготовка педагогов по естественнонаучным предметам	D010	Подготовка педагогов математики	30
	D011	Подготовка педагогов физики (казахский, русский, английский языки)	23
	D012	Подготовка педагогов информатики (казахский, русский, английский языки)	35
	D013	Подготовка педагогов химии (казахский, русский, английский языки)	22
	D014	Подготовка педагогов биологии (казахский, русский, английский языки)	18
	D015	Подготовка педагогов географии	18
8D016 Подготовка педагогов по гуманитарным предметам	D016	Подготовка педагогов истории	17
8D017 Подготовка педагогов по языкам и литературе	D017	Подготовка педагогов казахского языка и литературы	37
	D018	Подготовка педагогов русского языка и литературы	24
	D019	Подготовка педагогов иностранного языка	37
8D018 Подготовка специалистов по социальной педагогике и самопознанию	D020	Подготовка кадров по социальной педагогике и самопознанию	10
8D019 Cпециальная педагогика	D021	Cпециальная педагогика	20
		Всего	370
8D02 Искусство и гуманитарные науки
8D022 Гуманитарные науки	D050	Философия и этика	20
	D051	Религия и теология	11
	D052	Исламоведение	6
	D053	История и археология	33
	D054	Тюркология	7
	D055	Востоковедение	10
8D023 Языки и литература	D056	Переводческое дело, синхронный перевод	16
	D057	Лингвистика	15
	D058	Литература	26
	D059	Иностранная филология	19
	D060	Филология	42
		Всего	205
8D03 Социальные науки, журналистика и информация
8D031 Социальные науки	D061	Социология	20
	D062	Культурология	12
	D063	Политология и конфликтология	25
	D064	Международные отношения	13
	D065	Регионоведение	16
	D066	Психология	17
8D032 Журналистика и информация	D067	Журналистика и репортерское дело	12
8D032 Журналистика и информация	D069	Библиотечное дело, обработка информации и архивное дело	3
		Всего	118
8D04 Бизнес, управление и право
8D041 Бизнес и управление	D070	Экономика	39
	D071	Государственное и местное управление	28
	D072	Менеджмент и управление	12
	D073	Аудит и налогообложение	8
	D074	Финансы, банковское и страховое дело	21
	D075	Маркетинг и реклама	7
8D042 Право	D078	Право	30
		Всего	145
8D05 Естественные науки, математика и статистика
8D051 Биологические и смежные науки	D080	Биология	40
	D081	Генетика	4
	D082	Биотехнология	19
	D083	Геоботаника	10
8D052 Окружающая среда	D084	География	10
	D085	Гидрология	8
	D086	Метеорология	5
	D087	Технология охраны окружающей среды	15
	D088	Гидрогеология и инженерная геология	7
8D053 Физические и химические науки	D089	Химия	50
8D053 Физические и химические науки	D090	Физика	70
8D054 Математика и статистика	D092	Математика и статистика	50
8D054 Математика и статистика	D093	Механика	4
		Всего	292
8D06 Информационно-коммуникационные технологии
8D061 Информационно-коммуникационные технологии	D094	Информационные технологии	80
8D062 Телекоммуникации	D096	Коммуникации и коммуникационные технологии	14
8D063 Информационная безопасность	D095	Информационная безопасность	26
		Всего	120
8D07 Инженерные, обрабатывающие и строительные отрасли
8D071 Инженерия и инженерное дело	D097	Химическая инженерия и процессы	46
	D098	Теплоэнергетика	22
	D099	Энергетика и электротехника	28
	D100	Автоматизация и управление	32
	D101	Материаловедение и технология новых материалов	10
	D102	Робототехника и мехатроника	13
	D103	Механика и металлообработка	35
	D104	Транспорт, транспортная техника и технологии	18
	D105	Авиационная техника и технологии	3
	D107	Космическая инженерия	6
	D108	Наноматериалы и нанотехнологии	21
	D109	Нефтяная и рудная геофизика	6
8D072 Производственные и обрабатывающие отрасли	D111	Производство продуктов питания	20
	D114	Текстиль: одежда, обувь и кожаные изделия	9
	D115	Нефтяная инженерия	15
	D116	Горная инженерия	19
	D117	Металлургическая инженерия	20
	D119	Технология фармацевтического производства	13
	D121	Геология	24
8D073 Архитектура и строительство	D122	Архитектура	15
	D123	Геодезия	16
	D124	Строительство	12
	D125	Производство строительных материалов, изделий и конструкций	13
	D128	Землеустройство	14
8D074 Водное хозяйство	D129	Гидротехническое строительство	5
8D075 Стандартизация, сертификация и метрология (по отраслям)	D130	Стандартизация, сертификация и метрология (по отраслям)	11
		Всего	446
8D08 Сельское хозяйство и биоресурсы
8D081 Агрономия	D131	Растениеводство	22
8D082 Животноводство	D132	Животноводство	12
8D083 Лесное хозяйство	D133	Лесное хозяйство	6
8D084 Рыбное хозяйство	D134	Рыбное хозяйство	4
8D087 Агроинженерия	D135	Энергообеспечение сельского хозяйства	5
8D087 Агроинженерия	D136	Автотранспортные средства	3
8D086 Водные ресурсы и водопользование	D137	Водные ресурсы и водопользования	11
		Всего	63
8D09 Ветеринария
8D091 Ветеринария	D138	Ветеринария	21
		Всего	21
8D11 Услуги
8D111 Сфера обслуживания	D143	Туризм	11
8D112 Гигиена и охрана труда на производстве	D146	Санитарно-профилактические мероприятия	5
8D113 Транспортные услуги	D147	Транспортные услуги	5
8D113 Транспортные услуги	D148	Логистика (по отраслям)	4
8D114 Социальное обеспечение	D142	Социальная работа	10
		Всего	35
		Итого	1815
		АОО «Назарбаев Университет»	65
		Стипендиальная программа на обучение иностранных граждан, в том числе лиц казахской национальности, не являющихся гражданами Республики Казахстан	10
		Всего	1890

Хлор. Хлороводород. Соляная кислота | 9 класс

ВАРИАНТ 1

1. Изобразите схему строения атома хлора и электронную формулу молекулы хлора. Укажите вид химической связи в молекуле хлора.

2. Напишите уравнения реакций6 а) между хлором и сурьмой; б) между хлором и водородом. Укажите условия протекания этих реакций, а также окислитель и восстановитель.

3. Напишите уравнения реакций между соляной кислотой и : а) гидроксидом бария; б) цинком; в) нитратом серебра. Назовите полученные вещества.

ВАРИАНТ 2

1. Напишите электронную формулу молекулы хлороводорода. Укажите вид химической связи в молекуле.

2. Напишите уравнения реакций: а) между хлором и натрием; б) между хлором и кальцием. Укажите условия протекания этих реакций, а также окислитель и восстановитель.

3. С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная кислота: серебро, оксид меди (II), алюминий, гидроксид натрия? Напишите уравнения возможных реакций и назовите полученные вещества.

ВАРИАНТ 3

1. Напишите схему образования молекулы хлора. Какова степень окисления атомов хлора в этой молекуле?

2. Напишите уравнения реакций: а) между хлором и водородом; б) между хлором и железом. Укажите условия протекания этих реакций, а также окислитель и восстановитель.

3. Напишите уравнения реакций между соляной кислотой и: а) магнием; б) оксидом магния; в) гидроксидом магния.
Назовите полученные вещества.

ВАРИАНТ 4

1. Напишите схему образования молекулы хлороводорода из атомов водорода и серы. Укажите сдвиг общей электронной пары.

2. Напишите уравнения реакций: а) между хлором и медью; б) между хлором и алюминием. Укажите условия протекания этих реакций, а также окислитель и восстановитель.

3. С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная кислота: цинк, оксид кальция, ртуть, гидроксид калия? Напишите уравнения возможных реакций и назовите полученные вещества.

Cl Информация об элементе хлора: факты, свойства, тенденции, использование и сравнение — Периодическая таблица элементов

История хлора

Элемент Хлор был открыт Карлом Вильгельмом Шееле в году 1774 г. в Швеции . Хлор получил свое название от греческого слова chloros, что означает «зеленовато-желтый».

Присутствие хлора: изобилие в природе и вокруг нас

В таблице ниже показано содержание хлора во Вселенной, Солнце, Метеоритах, Земная кора, океаны и человеческое тело.

Кристаллическая структура хлора

Хлор имеет твердую структуру с центрированным основанием , орторомбическая.

Кристаллическую структуру можно описать с помощью ее элементарной ячейки. Элементарные ячейки повторяются в три пространственное пространство для формирования конструкции.

Параметры элементарной ячейки

Элементарная ячейка представлена в терминах ее параметров решетки, которые являются длинами ячейки края Константы решетки ( a , b и c )

а	b	c
622.35	445,61	817,85 вечера

и углы между ними Решетки Angles (альфа, бета и гамма).

альфа	бета	гамма
π / 2	π / 2	π / 2

Положения атомов внутри элементарной ячейки описываются набором атомных положений ( x _i, y _i, z _i), измеренные от опорной точки решетки.

Свойства симметрии кристалла описываются концепцией пространственных групп. Все возможно симметричное расположение частиц в трехмерном пространстве описывается 230 пространственными группами (219 различных типов или 230, если хиральные копии считаются отдельными.

Атомные и орбитальные свойства хлора

Атомы хлора имеют 17 электронов и структура электронной оболочки [2, 8, 7] с символом атомного члена (квантовые числа) ² P _3/2.

Оболочечная структура хлора — количество электронов на энергию уровень

n		с	п.
1	К	2
2	L	2	6
3	M	2	5

Основное состояние электронной конфигурации хлора — нейтраль Атом хлора

Электронная конфигурация нейтрального атома хлора в основном состоянии [Ne] 3с2 3п5.Часть конфигурации хлора, которая эквивалентна благородному газу предыдущий период сокращенно обозначается как [Ne]. Для атомов с большим количеством электронов это нотация может стать длинной, поэтому используется сокращенная нотация. валентные электроны 3s2 3p5, электроны в внешняя оболочка, определяющая химические свойства элемента.

Полная электронная конфигурация нейтрального хлора

Полная электронная конфигурация основного состояния для атома хлора, полная электронная конфигурация

1с2 2с2 2п6 3с2 3п5

Атомная структура хлора

Атомный радиус хлора 79 пм, а его ковалентный радиус 99 пм.

Атомный спектр хлора

Химические свойства хлора: Энергии ионизации хлора и сродство к электрону

Сродство к электрону хлора составляет 349 кДж / моль.

Энергия ионизации хлора

см. В таблице ниже.

Число энергии ионизации	Энтальпия — кДж / моль
1	1251.2
2	2298
3	3822
4	5158,6
5	6542
6	9362
7	11018
8	33604
9	3.86 × 104
10	43961

Физические свойства хлора

Физические свойства хлора указаны в таблице ниже.

Плотность	3,214 г / л
Молярный объем	11.030802738 см3

Эластичные свойства

Твердость хлора — Испытания для измерения твердости элемента

Электрические свойства хлора

Хлор — изолятор электричества.Ссылаться на стол ниже электрические свойства хлора

Теплопроводность и теплопроводность хлора

Магнитные свойства хлора

Оптические свойства хлора

Акустические свойства хлора

Термические свойства хлора — энтальпии и термодинамика

Термические свойства хлора

см. В таблице ниже.

Энтальпия хлора

Изотопы хлора — ядерные свойства хлора

Изотопы родия.Встречающийся в природе хлор имеет 2 стабильных изотопа — 35Cl, 37Cl.

Изотоп	% Изобилие	Т половина	Режим распада
28Cl
29Cl
30Cl
31Cl
32Cl
33Cl
34Cl
35Cl	75.78%	Стабильный	N / A
36Cl
37Cl	24.22%	Стабильный	N / A
38Cl
39Cl
40Cl
41Cl
42Cl
43Cl
44Cl
45Cl
46Cl
47Cl
48Cl
49Cl
50Cl
51Cl

Нормативно-правовое регулирование и здравоохранение — Параметры и рекомендации по охране здоровья и безопасности

Поиск в базе данных

Список уникальных идентификаторов для поиска элемента в различных базах данных химического реестра

Изучите нашу интерактивную таблицу Менделеева

Сравнение элементов периодической таблицы

хлор | Использование, свойства и факты

хлор (Cl) , химический элемент, второй по легкости член галогенных элементов или Группа 17 (Группа VIIa) периодической таблицы.Хлор — это токсичный едкий газ зеленовато-желтого цвета, раздражающий глаза и дыхательную систему.

Свойства элемента
атомный номер	17
атомный вес	от 35,446 до 35,457
точка плавления	−103 ° C (−153 ° F)
точка кипения	−34 ° C (−29 ° F)
плотность (1 атм, 0 ° C или 32 ° F)	3,214 г / литр (0.429 унций / галлон)
степени окисления	−1, +1, +3, +5, +7
электронная конфигурация	1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁵

История

Каменная соль (поваренная соль или хлорид натрия) известна уже несколько тысяч лет. Это основной компонент солей, растворенных в морской воде, из которых он был получен в Древнем Египте путем испарения.В римские времена солдатам частично платили солью ( salarium , корень современного слова salarium ). В 1648 году немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер получил сильную кислоту, которую он назвал спиртом соли, путем нагревания влажной соли в угольной печи и конденсации паров в приемнике. Позже он получил тот же самый продукт, теперь известный как соляная кислота, путем нагревания соли с серной кислотой.

ионная связь: хлорид натрия или поваренная соль
Ионная связь в хлориде натрия.Атом натрия (Na) отдает один из своих электронов атому хлора (Cl) в химической реакции, в результате чего положительный ион (Na ⁺) и отрицательный ион (Cl ^—) образуют стабильное ионное соединение. (хлорид натрия; поваренная соль) на основе этой ионной связи.
Британская энциклопедия, Inc.
Британская викторина
118 Названия и символы из таблицы Менделеева
Периодическая таблица Менделеева состоит из 118 элементов.Насколько хорошо вы знаете их символы? В этой викторине вам будут показаны все 118 химических символов, и вам нужно будет выбрать название химического элемента, который представляет каждый из них.
В 1774 году шведский химик Карл Вильгельм Шееле обработал порошкообразный черный оксид марганца соляной кислотой и получил зеленовато-желтоватый газ, который он не распознал как элемент. Истинная природа газа как элемента была признана в 1810 году английским химиком Хамфри Дэви, который позже назвал его хлором (от греческого chloros , что означает «желтовато-зеленый») и объяснил его отбеливающее действие.
Возникновение и распространение
Помимо очень небольшого количества свободного хлора (Cl) в вулканических газах, хлор обычно находится только в форме химических соединений. Он составляет 0,017 процента земной коры. Природный хлор представляет собой смесь двух стабильных изотопов: хлора-35 (75,53 процента) и хлора-37 (24,47 процента). Наиболее распространенным соединением хлора является хлорид натрия, который в природе встречается в виде кристаллической каменной соли, часто обесцвеченной из-за примесей. Хлорид натрия также присутствует в морской воде, средняя концентрация которой составляет около 2 процентов от этой соли.Некоторые моря, не имеющие выхода к морю, такие как Каспийское море, Мертвое море и Большое соленое озеро в штате Юта, содержат до 33 процентов растворенной соли. В крови и молоке присутствует небольшое количество хлорида натрия. Другими хлорсодержащими минералами являются сильвит (хлорид калия [KCl]), бишофит (MgCl ₂ ∙ 6H ₂ O), карналлит (KCl ∙ MgCl ₂ ∙ 6H ₂ O) и каинит (KCl ∙ MgSO ₄ ∙ 3H ₂ O). Он содержится в минералах эвапорита, таких как хлорапатит и содалит.В желудке присутствует свободная соляная кислота.
Мертвый Море
Солевые месторождения на юго-западном берегу Мертвого моря недалеко от Масады, Израиль.
З. Радован, Иерусалим Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту. Подпишитесь сейчас
Современные солевые отложения, должно быть, образовались в результате испарения доисторических морей, сначала кристаллизовались соли с наименьшей растворимостью в воде, а затем соли с большей растворимостью. Поскольку хлорид калия более растворим в воде, чем хлорид натрия, некоторые отложения каменной соли, например, в Штассфурте, Германия, были покрыты слоем хлорида калия.Чтобы получить доступ к хлориду натрия, сначала удаляют калиевую соль, важную как удобрение.
Нарисуйте атомную структуру атома хлора и хлорида класса 11, химия CBSE
Подсказка: Атомная структура состоит из электронов, протонов и нейтронов. Протон и нейтрон помещаются в ядро, а электроны размещаются на разных орбитах вокруг ядра. Ион — это разновидность соответствующего атома, богатая или не имеющая электронов.
Полный пошаговый ответ:
Хлор — это атом в периодической таблице с атомным номером \ [17 \] и массовым числом \ [35 \].5} $
Валентная оболочка атома хлора равна \ [3 \]. В нем всего \ [17 \] электронов и \ [17 \] протонов. Количество нейтронов = \ [35 — 17 = 18 \]. Протоны \ [17 \] и \ [18 \] нейтроны находятся в ядре хлора. Электроны \ [17 \] помещены в разные оболочки атомов хлора.
Оболочки вокруг ядра атома обозначены как \ [K \], \ [L \], \ [M \], \ [N \] и так далее. Первая оболочка \ [K = 1 \] имеет два электрона, вторая оболочка \ [K = 2 \] — восемь электронов, а третья оболочка \ [M = 3 \] — семь электронов.6} $
В хлорид-ионе дополнительный электрон добавляется к валентной оболочке, то есть третьей оболочке или оболочке \ [M \]. Таким образом, атомная структура хлорид-ионов показана на рисунке \ [2 \].

Рисунок \ [2 \]: Атомная структура хлорид-ионов.
Примечание:
Как и количество электронов в хлоре и ионах хлора, количество нейтронов также меняется. Хлор существует в двух изотопах с массовыми числами \ [35 \] и \ [37 \]. Следовательно, количество нейтронов в \ [Cl — 35 \] равно \ [18 \], а в \ [Cl — 37 \] равно \ [20 \].
Хлор — Информация об элементе, свойства и применение
Расшифровка:
Химия в своем элементе: хлор
(Promo)
Вы слушаете Химия в своем элементе , предоставленный вам журналом Chemistry World , журналом Королевского химического общества.
(конец акции)
Крис Смит
Здравствуйте.То, что содержит три изотопа, поддерживает чистоту бассейнов, повреждает озоновый слой и используется в большем количестве реакций химического синтеза, чем вы можете встряхнуть бензольное кольцо. Что ж, человек с ответом — Тим Харрисон.
Тим Харрисон
Хлор — это то, что можно описать как элемент Джекила и Хайда; это друг химика-синтетика, и он нашел применение в ряде «хороших» применений, таких как дезинфекция питьевой воды и поддержание чистоты наших бассейнов.У него также есть неприятная сторона, поскольку он является первым боевым отравляющим веществом и частично виноват в истощении озонового слоя Земли.
Элементарный хлор представляет собой бледный желтовато-зеленый газ при комнатной температуре. Греческое слово khlôros, означающее «желтовато-зеленый», было вдохновлено сэром Хамфри Дэви, когда он назвал этот элемент в 19 веке.
Этот элемент был впервые выделен в 1774 году немецко-швейцарским химиком Карлом Вильгельмом Шееле путем реакции соляной кислоты с оксидом марганца (IV).Но он не смог реализовать свое достижение, ошибочно полагая, что оно также содержит кислород. Именно Дэви в 1810 году окончательно пришел к выводу, что Шееле создал элементарный хлор.
Хлор входит в группу 17 периодической таблицы Менделеева, также называемый галогенами, и не встречается в природе как элемент, а только как соединение. Наиболее распространенными из них являются соль или хлорид натрия, а также соединения калия сильвит (или хлорид калия) и карналлит (гексагидрат хлорида калия-магния). Также подсчитано, что существует около двух тысяч органических соединений хлора.
Хлор имеет два стабильных изотопа хлор-35 и хлор-37, причем на хлор-35 приходится примерно 3 из каждых 4 атомов хлора, встречающихся в природе. Хлор-36 также известен в природе и представляет собой радиоактивный изотоп с периодом полураспада около 30 000 лет.
Хлор играет важную роль в синтетической органической химии, принимая участие в трех наиболее распространенных механизмах реакции. В первой из них, реакции фотохимического замещения, хлор реагирует с алканом, заменяя один из атомов водорода, присоединенных к углероду, с образованием хлоралкана.Эта радикальная реакция инициируется использованием солнечного света или ультрафиолетового света для разделения двухатомного хлора на два радикала.
Хлор может также реагировать с алкенами по механизму электрофильного присоединения. На этот раз два атома хлора присоединяются к молекуле через богатую электронами двойную связь углерод-углерод. Эту реакцию следует проводить в темноте, чтобы избежать осложнений с конкурирующими заменами свободных радикалов.
Третий распространенный механизм — электрофильное замещение, которое происходит, когда хлор реагирует с бензольным кольцом путем замены атома водорода с образованием хлорбензола и хлористого водорода.Эта реакция чаще всего известна как реакция Фридала-Крафтса.
Хлор также имеет множество промышленных применений. В том числе производство сыпучих материалов, таких как изделия из беленой бумаги, пластиков, таких как ПВХ, и растворителей тетрахлорметан, хлороформ и дихлорметан. Он также используется для изготовления красок, тканей, лекарств, антисептиков, инсектицидов и красок.
Его наиболее известные применения, однако, вероятно, заключаются в создании отбеливателей, таких как «Доместос», и в обработке питьевой воды и воды в бассейнах, чтобы сделать их безопасными в использовании, и, конечно же, его роль в качестве боевого химического агента.
Обработка воды хлором началась в Лондоне после вспышки холеры в 1850 году, когда врач и первый гигиенист Джон Сноу определил источник вспышки болезни в Сохо. Хлор до сих пор используется в большинстве очистных сооружений.
Сноу также использовал соединение хлора — хлороформ с формулой CHCl3 — в качестве анестетика, чтобы помочь при родах двух детей королевы Виктории.
Использование газообразного хлора в качестве химического оружия было впервые предложено немецким химиком Фрицем Габером, более известным своей работой с аммиаком.Впервые он был использован против солдат союзников в битве при Ипре во время Первой мировой войны. Хотя он был быстро заменен более смертоносными фосгеном и ипритом, газообразный хлор использовался в качестве оружия еще в 2007 году в Ираке во время второй войны в Персидском заливе.
Хлор также когда-то использовался для производства ряда аэрозольных растворителей и хладагентов, называемых хлорфторуглеродами или CFC. Однако их использование было прекращено, как только стало очевидно, что в атмосфере эти соединения поглощают ультрафиолетовый свет и вызывают гомолитическое расщепление связи с образованием свободного радикала хлора, который, в свою очередь, вступает в реакцию с озоном.
Это привело к снижению концентрации озона в так называемом озоновом слое и, следовательно, к снижению защиты тех из нас, кто находится на поверхности планеты, что сделало нас более восприимчивыми к раку кожи. Итак, это хлор — элемент Джеклла и Хайда с чрезвычайно широким спектром применения.
Крис Смит
Так что шлепните экран от солнца. Тим Харрисон рассказывал историю об элементе номер 17, а это хлор. Тим работает в лаборатории ChemLabs Бристольского университета.На следующей неделе та штука, которая делает себе рентген.
Брайан Клегг
Этот серый металлический элемент при распаде выделяет бета-частицы. Они сами по себе могут вызвать радиоактивное повреждение, но прометей, вероятно, наиболее опасен, потому что эти бета-частицы генерируют рентгеновские лучи, когда попадают в тяжелые ядра, заставляя образец прометия омывать окружающую среду постоянным рентгеновским лучом с низкой дозой. Первоначально он использовался для замены радия в светящихся циферблатах. Хлорид прометия смешивали с люминофором, который светится желто-зеленым или синим светом при попадании на них радиации.Однако, когда опасность радиоактивных свойств элемента стала очевидной, он тоже был исключен с внутреннего рынка светящихся в темноте, а теперь используется только в специализированных приложениях.
Крис Смит
И вы можете услышать, что представляют собой некоторые из этих приложений, когда Брайан Клегг рассмотрит историю прометия в статье Chemistry в его элементе на следующей неделе. Тем временем больше элементов доступно в подкасте Chemistry в его подкасте Element, который находится в iTunes или в Интернете на сайте chemistryworld.org / elements. Я Крис Смит, большое спасибо за внимание и до свидания.
(Промо)
(Окончание промо)
вопросов и ответов — Почему хлор-35 и хлор-37 не являются двумя разными элементами?
Почему хлор-35 и хлор-37 не являются двумя разными элементами?
Хлор-35 и хлор-37 не являются разными элементами, потому что атом хлора-35 и атом хлора-37 содержат одинаковое количество протонов.Число протонов в атоме, также известное как атомный номер атома, определяет, каким элементом он является. Все атомы, содержащие 17 протонов, называются атомами хлора. Добавление или удаление протона из ядра атома изменяет атомный номер этого атома и создает другой элемент.
Хлор-35 и хлор-37 являются изотопами элемента хлора. Число после названия «хлор» называется массовым числом. Массовое число — это сумма количества протонов и нейтронов в ядре атома.Поскольку все атомы хлора содержат 17 протонов, хлор-35 и хлор-37 различаются количеством нейтронов у каждого из них. Атом хлора-35 содержит 18 нейтронов (17 протонов + 18 нейтронов = 35 частиц в ядре), а атом хлора-37 содержит 20 нейтронов (17 протонов + 20 нейтронов = 37 частиц в ядре).
Добавление или удаление нейтрона из ядра атома создает изотопы определенного элемента. Почему изменение количества протонов в атоме меняет, каким элементом является этот атом, а изменение количества нейтронов — нет? Протоны несут положительный заряд.Каждый протон в ядре атома должен быть уравновешен отрицательно заряженным электроном в одной из «оболочек» вне ядра. Количество электронов во внешней оболочке атома определяет химические свойства атома. Добавление или удаление протонов изменяет количество и расположение электронов во внешней оболочке, что меняет то, как этот атом взаимодействует с другими атомами. Нейтроны мало что меняют, потому что не несут электрический заряд. Нейтроны могут быть добавлены или удалены из атома, а электроны вокруг атома действительно не заботятся об этом.
Автор:
Стив Ганьон, специалист по естественнонаучному образованию (Другие ответы Стива Ганьона)
Связанные страницы:
Что такое элемент? Сколько там элементов?
Структура ядра — Структура ядра — CCEA — GCSE Physics (Single Science) Revision — CCEA
Массовое число и атомный номер — две важные части информации о ядре.
Где:
A — массовое число
Z — атомный номер
X — химический символ элемента
A — Z = количество нейтронов N
Например, хлор (Cl) может быть представлен как:
Cl — химический символ хлора
Ядро хлора будет содержать:
Число протонов Z = 17
Число протонов + нейтроны A = 35
Число нейтронов N = 35-17 = 18
Атом хлора будет также имеют 17 электронов, так как атом нейтрален.
Атомы и изотопы
Атомный номер элемента определяет его.
Элемент с 17 протонами всегда будет хлором.
Однако массовые числа элемента могут варьироваться, что означает, что он может иметь разное количество нейтронов.
Итак, хотя хлор имеет массовое число 35, что означает, что у него 18 нейтронов, он также может иметь массовое число 37, что означает, что у него 20 нейтронов.
Различные типы хлора называются изотопами хлора.{3} \ textrm {H} \]
Число протонов Z = 1
Число протонов + нейтроны A = 3
Число нейтронов N = 3 — 1 = 2
Так как это ядро, то нет электронов
Есть 1 протон и 2 нейтрона.
Точечные структуры Льюиса | Grandinetti Group
Во время химической связи валентные электроны перемещаются между различными атомами. Чтобы отслеживать валентные электроны для каждого атома и то, как они могут быть разделены при связывании, мы используем точечную структуру Льюиса для атомов и молекул.В этом подходе мы представляем валентные электроны в виде точек вокруг символа элемента. Например, кислород имеет 6 валентных электронов, поэтому мы пишем символ O для кислорода и окружаем его 6 точками:
Непарные электроны представлены в виде одиночных точек, а спаренные электроны — в виде двойных точек. Размещение одинарных или двойных точек вокруг символа не имеет решающего значения. В качестве альтернативы мы можем представить спаренные электроны в виде линии. То есть мы заменяем двойные точки, как показано ниже:
Рассмотрим другие примеры.У атома натрия 11 электронов, но только один является валентным электроном. Остальные 10 находятся внутри закрытой оболочки с электронной конфигурацией неона. Таким образом, мы рисуем структуру Льюиса для атома натрия в виде символа Na с единственной точкой:
У атома хлора 17 электронов, но только 7 из них валентные. Таким образом, мы рисуем структуру Льюиса как:
В Ionic Bonds полностью переносятся (не разделяются) валентных электронов. Таким образом, мы запишем структуру Льюиса для NaCl как:
Как вы можете видеть, теперь хлор окружен 8 электронами в оболочке с n = 3, а натрий потерял один валентный электрон в оболочке с n = 3.Конечно, натрий все еще окружен 8 электронами оболочки n = 2, но мы не показываем электроны во внутренних замкнутых оболочках.
Для элементов периода 2, где все валентные электроны атома находятся на s- и p-орбиталях, мы обнаруживаем, что точечная структура молекул Льюиса часто соответствует правилу Октета:
Правило октетов — Атомы имеют тенденцию приобретать, терять или делиться электронами, пока они не окружены восемью электронами (4 пары электронов).
Используя точечные структуры Льюиса и правило октетов, мы можем предсказать и представить электронную структуру ковалентно связанных молекул.Например, когда два атома хлора, каждый из которых имеет 7 валентных электронов, объединяются, чтобы сформировать двухатомную молекулу хлора, структура Льюиса показывает, что будет разделение двух электронов между двумя атомами хлора, что позволяет окружать оба атома хлора 8 электроны.
Конечно, водород — это элемент с периодом 1, с орбиталью всего в 1 с, поэтому он имеет максимум два электрона, разрешенных в его валентной оболочке. Когда два атома водорода объединяются в двухатомную молекулу H ₂, структура Льюиса показывает, что два электрона разделяются между двумя атомами водорода, что позволяет окружить оба атома водорода замкнутой n = 1 оболочкой из 2 электронов:
Мы можем представить электронную структуру и реакцию атомов водорода и хлора с образованием HCl со структурами Льюиса:
Для двухатомного кислорода точечная структура Льюиса предсказывает двойную связь.
Хотя диаграмма Льюиса правильно предсказывает наличие двойной связи между атомами O, она неверно предсказывает, что все валентные электроны спарены (, то есть , она предсказывает, что каждый валентный электрон находится на орбитали с другим электроном с противоположным спином). Позже мы рассмотрим более продвинутый теоретический подход под названием «Теория молекулярных орбиталей», который правильно предсказывает как двойную связь O ₂, так и его неспаренные валентные электроны. Как правило, точечные структуры Льюиса имеют то преимущество, что с ними легко работать, и они часто дают хорошее представление об электронной структуре.Рассмотрим другой пример. Для двухатомного азота структура точек Льюиса правильно предсказывает наличие тройной связи между атомами азота:
Эта тройная связь очень сильна. Прочность тройной связи делает молекулу N ₂ очень устойчивой к химическим изменениям, и, фактически, N ₂ считается химически инертным газом . Существует связь между количеством общих электронных пар. и длина связи.
Связка Длина связи
Н-Н 1.47 Å
N = N 1,24 Å
N≡N 1,10 Å
Расстояние между связанными атомами уменьшается с увеличением числа общих электронных пар.

Хлор – nabi-ildar.ru

Хлор

Положение в периодической системе Д.И. Менделеева

Строение атома

Физические свойства

Нахождение в природе

Получение

Химические свойства

Применение

Онлайн урок: Галогены по предмету Химия 8 класс

Иод, Фтор, Хлор электронное строение

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Хлор

Распространение в природе

Изотопный состав

Физические и физико-химические свойства

Растворимость

Химические свойства

Строение электронной оболочки

Взаимодействие с металлами

Взаимодействие с неметаллами

Другие свойства

Окислительные свойства хлора

Реакции с органическими веществами

Хлор способы получения хлора

Промышленные методы

Диафрагменный метод с твердым катодом

Ртутный метод с жидким катодом

Лабораторные методы

Хранение хлора

Стандарты качества хлора

Применение

Биологическая роль хлора

Особенности работы и меры предосторожности

Анализ хлора, выявление хлора — анализируется

Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор

100 ballov.kz образовательный портал для подготовки к ЕНТ и КТА

Хлор. Хлороводород. Соляная кислота | 9 класс

Cl Информация об элементе хлора: факты, свойства, тенденции, использование и сравнение — Периодическая таблица элементов

История хлора

Присутствие хлора: изобилие в природе и вокруг нас

Кристаллическая структура хлора

Параметры элементарной ячейки

Атомные и орбитальные свойства хлора

Основное состояние электронной конфигурации хлора — нейтраль Атом хлора

Полная электронная конфигурация нейтрального хлора

Атомная структура хлора

Атомный спектр хлора

Химические свойства хлора: Энергии ионизации хлора и сродство к электрону

Энергия ионизации хлора

Физические свойства хлора

Эластичные свойства

Твердость хлора — Испытания для измерения твердости элемента

Электрические свойства хлора

Теплопроводность и теплопроводность хлора

Магнитные свойства хлора

Оптические свойства хлора

Акустические свойства хлора

Термические свойства хлора — энтальпии и термодинамика

Энтальпия хлора

Изотопы хлора — ядерные свойства хлора

Нормативно-правовое регулирование и здравоохранение — Параметры и рекомендации по охране здоровья и безопасности

Поиск в базе данных

хлор | Использование, свойства и факты

История

Возникновение и распространение

Нарисуйте атомную структуру атома хлора и хлорида класса 11, химия CBSE

Хлор — Информация об элементе, свойства и применение

Химия в своем элементе: хлор

вопросов и ответов — Почему хлор-35 и хлор-37 не являются двумя разными элементами?

Структура ядра — Структура ядра — CCEA — GCSE Physics (Single Science) Revision — CCEA

Атомы и изотопы

Точечные структуры Льюиса | Grandinetti Group

Добавить комментарий Отменить ответ