1. Historia odkrycia - rozpowszechnienie w przyrodzie
Chlor został odkryty w 1774 przez Carla Wilhelma Scheele (w reakcji tlenku manganu(IV) MnO2 z kwasem solnym), który błędnie sądził że otrzymany gaz zawiera tlen. Nazwę temu pierwiastkowi w 1810 roku nadał Humphry Davy, który stwierdził, że substancja otrzymana przez Sheelego jest pierwiastkiem.
W przyrodzie chlor występuje tylko w postaci anionu chlorkowego Cl-, który jest głównym anionem występującym w oceanach (jony chlorkowe stanowią ok. 1,9% masy wszystkich oceanów). Jeszcze większa koncentracja chlorków występuje w wodach słonych jezior (w Morzu Martwym ok. 21%) i podziemnych złożach solanki.
Większość chlorków jest rozpuszczalna w wodzie, dlatego w większych ilościach w stanie stałym można je znaleźć tylko w suchym klimacie lub podziemnych złożach soli. Główne minerały zawierające chlor to halit (chlorek sodu, sól kuchenna), sylwit (chlorek potasu) i karnalit (chlorek-wodorotlenek potasu-magnezu).
2.Własciwości chloru
Liczba elektronów: 17
Liczba neutronów: 18
Liczba protonów: 17
Elektroujemność : 2.83, 3.16
Stopień utlenienia: -1, +1, +3, +5, +7
Przewodność elektryczna: --
Gęstość (293 K): 3.214 g/dm3
Temperatura topnienia: -100.84°C, 172.16 K
Temperatura wrzenia: -33.9°C, 239 K
Molowa pojemność cieplna: 33.93 J/(mol*K)
Ciepło topnienia: 3.203 kJ/mol
Ciepło parowania: 10.2 kJ/mol
Przewodność cieplna: 0.089 W/(m*K) Właściwości fizyczne chloru: gaz barwy żółtozielonej, o charakterystycznym ostrym i duszącym zapachu, o gęstości większej od gęstości powietrza,słabo rozpuszczalny w wodzie (jednak lepiej niż tlen czy azot), woda chlorowa ma barwę również żółtozieloną, bardzo dobrze rozpuszcza się w czterochlorku węgla CCl4 Właściwości chemiczne : Dysproporcjonowanie chloru w reakcji z wodą Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO (woda chlorowa) Woda chlorowa, tak jak sam chlor ma właściwości utleniające, które wynikają z reakcji rozkładu HClO pod wpływem UV HClO----HCl + O; 2HClO----- 2HCl + O2 Chlor w stanie suchym jest bardzo aktywny chemicznie, aktywność jego wzrasta w obecności wilgoci, wchodzi w reakcje bezpośrednio z większością pierwiastków yuyutyutyuytutyuytutyutyutyu (wyjątek N, Cl, helowce) oraz z innymi związkami chemicznymi
Reakcje z metalami Pt + 2Cl2 ----- PtCl4 2Au + 2Cl2 ----- 2AuCl3 Cu + Cl2 ----- CuCl2 2Fe + 3Cl2 ----- 2FeCl3 Reakcje z niemetalami H2+ Cl2 ---- 2HCl Utlenienie chloru pierwiastkowego Cl2 + F2 ------ 2ClF (temp. 270stopni C) Wypieranie (utlenianie) jonów Br i I 2NaBr + Cl2------ 2NaCl + Br2 2KI + Cl2 ------- 2KCl + I2 Jon chlorkowy jest wypierany (utleniany) przez fluor 2KCl + F2 --------- 2KF + Cl2 Reakcja chloru z roztworami zasad 2KOH + Cl2------- KCl + KClO + H2O
3 . Otrzymywanie siarki Na skalę przemysłową: elektroliza wodnych roztworów chlorku sodu (sumaryczny przebieg procesu i rekcje elektrodowe) 2NaCl + 2H2O --------- 2NaOH + Cl2 + H2 A(+): 2Cl ----- Cl2 + 2e K(-): 2H2O +2e ------ H2 + 2OH utlenianie chlorowodoru 4HCl + O2 ----- 2Cl2 + 2H2O Metody laboratoryjne: Utlenienie kwasu chlorowodoroweg 2KMnO4 + 16HCl ----- 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2+8H2O MnO2 + 4HCl ----- MnCl2 + Cl2 + 2H2O Reakcja wapna chlorowanego z kwasem chlorowodorowym CaCl(ClO) + 2HCl ------ Cl2 + CaCl2 + H2O 5. Wazniejsze zwiąski chloru a) chlorowodór Właściwości fizyczne HCl: gaz bezbarwny, o duszącym zapachu, o gęstości większej od gęstości powietrza, niepalny, silnie higroskopijny, dymi w powietrzu, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas chlorowodorowy. W stanie suchym jest mało aktywny, nie reaguje z metalami i niemetalami, w podwyższonej temp. reaguje z litowcami i cięższymi berylowcami oraz krzemem 2Na + 2HCl ---- 2NaCl + H2 Ba + 2HCl ------ BaCl2 + H2 Otrzymywanie chlorowodoru:
NaCl + H2SO4 ---- NaHSO4 + HCl (temp. pokojowa)
NaCl + NaHSO4 ----- Na2SO4 + HCl (podwyższona temp.)
H2 + Cl2 ----- 2HCl ( na skalę przemysłową pod wpływem uv lub iskry elektrycznej, lub podwyższonej temp.)
Zastosowanie chlorowodoru: syntezy organiczne – np. chlorku winylu, otrzymywanie kwasu chlorowodorowego, chlorków metali
b) tlenki chloru
Tlenki chloru: Cl2O; ClO2; Cl2O6; Cl2O7 mają charakter kwasowy, reagują z wodą i roztworami zasad Cl2O – żółtobrązowy gaz, wybucha w reakcji z związkami o właściowościach redukujących 2Cl2 + 2HgO ---- HgCl*HgO + Cl2O Cl2O + 2NaOH ---- 2NaClO + H2O ClO2 – czerwonożółty gaz, o silnych właściwościach utleniających, ulega wybuchowemu rozkładowi przy lekkim ogrzaniu 2AgClO3 + Cl2 ---- 2AgCl + 2ClO2 + O2 2ClO2 + 2KOH --- KClO2 + KClO3+ H2 Cl2O6 – ciecz barwy ciemnoczerwonej o silnych właściwościach utleniających 4ClO2 + 2O3 ----2Cl2O6 + O2 (temp. stopni C) Cl2O6 + 2NaOH ------- NaClO3 + NaClO4 + H2O Cl2O7 – bezbarwna ciecz, otrzymuje się przez odwodnienie HClO4 przez P4O10 2HClO4 ↔ Cl2O7 + H2O Cl2O7 + 2KOH ---- 2KClO4 + H2O
c) tlenowe kwasy chloru
Kwas chlorawy, HClO2 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy kwasów tlenowych.
Kwas chlorawy jest słabym, nietrwałym kwasem o silnych własnościach utleniających. Nie ma swojego bezwodnika kwasowego[2] z powodu jego nietrwałości. Rozkłada się zgodnie z równaniem: 3HClO2 → 2HClO3 + HCl Tworzy się w reakcji dwutlenku chloru (ClO2) z nadtlenkiem wodoru (który służy tu jako reduktor): 2ClO2 + H2O2 → 2HClO2 + O2 Może też powstawać w reakcji dysproporcjonowania dwutlenku chloru z wodą: 2ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3 Jego sole, chloryny, są trwalsze od kwasu. Także są silnymi utleniaczami. Przykładem jest chloryn sodu (NaClO2), dostępny handlowo jako środek do bielenia tkanin i dezynfekcji.
Kwas chlorowy, HClO3 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy kwasów tlenowych. Właściwości: 100% kwas chlorowy jest w temperaturze pokojowej bezbarwną, nietrwałą cieczą o gęstości 1,28 g/cm³. Jest to kwas o dużej mocy, posiadający silne własności utleniające. W kontakcie ze śladowymi ilościami substancji organicznych wybucha. Otrzymywanie: Kwas chlorowy można otrzymać przez dodanie kwasu siarkowego do wodnego roztworu chloranu baru (wytrąca się wtedy nierozpuszczalny siarczan baru): Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2 HClO3 Kwas chlorowy powstaje też jako produkt dysproporcjonowania kwasu podchlorawego. Można też otrzymać go przez rozpuszczenie w wodzie dwutlenku chloru: 2ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3
Kwas nadchlorowy, HClO4 – nieorganiczny związek chemiczny, jeden z najsilniejszych kwasów tlenowych (ponadto jest najtrwalszym kwasem tlenowym chloru) Otrzymywanie: Rozcieńczony kwas nadchlorowy można otrzymać przez działanie stężonym kwasem siarkowym na nadchlorany[1], na przykład nadchloran sodu: NaClO4 + H2SO4 → NaHSO4 + HClO4 Właściwości: Kwas nadchlorowy to oleista, bezbarwna i bezwonna ciecz, której gęstość w warunkach normalnych wynosi 1,76 g/cm³. Miesza się on z wodą bez ograniczeń tworząc z nią azeotrop o temperaturze topnienia -18 °C i temperaturze wrzenia 200 °C (zawartość HClO4 w azeotropie to ok. 72,5%). Czysty kwas topi się w -112 °C i rozkłada się w 150 °C przed osiągnięciem temperatury wrzenia. Łatwo ulega wybuchowemu rozkładowi już w niższych temperaturach w obecności śladów substancji organicznych i większości metali. Stężony kwas nadchlorowy jest silnie higroskopijny. Kwas nadchlorowy jest silnym utleniaczem. Należy on do najsilniejszych znanych kwasów (jest zaliczany do tzw. superkwasów) i jako taki jest substancją silnie żrącą. Jego pKa szacuje się jako -7. Sole kwasu nadchlorowego to nadchlorany. Z wyjątkiem nadchloranów potasu, rubidu, cezu i amonu są one bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. Zastosowanie : Niewielką rozpuszczalność nadchloranu potasu wykorzystuje się w chemii analitycznej, wytrącając potas kwasem nadchlorowym w postaci trudno rozpuszczalnego związku. Ponadto kwas nadchlorowy jest używany w analizie chemicznej do usuwania materiałów pochodzenia organicznego np. z próbek przeznaczonych do analizy zawartości metali ciężkich. Spośród soli tego kwasu największe zastosowanie mają nadchloran amonu i nadchloran magnezu. Bezwodnik kwasowy kwasu nadchlorowego to tlenek chloru(VII), Cl2O7. Handlowo dostępny kwas nadchlorowy ma stężenie 60–70%.
Kwas podchlorawy – nieorganiczny związek chemiczny, jeden z tlenowych kwasów chloru, stabilny tylko w roztworze wodnym. Można go otrzymać w reakcji chloru z zawiesiną tlenku rtęci(II). Dysproporcjonowanie jonu ClO− zachodzi powoli w niskich temperaturach, dzięki czemu można go również otrzymać wraz z jonami chlorkowymi przez reakcję chloru z wodą w temperaturze 0 °C. W wyższych temperaturach dysproporcjonuje do jonu chloranowego i chlorkowego 3ClO → ClO3+ 2Cl Kwas podchlorawy jest bardzo słabym kwasem, jednak ma właściwości utleniające i dlatego jest szeroko stosowany jako środek wybielający i odkażający. Stosuje się go masowo przy wybielaniu i odbarwiania tkanin, zarówno w przemyśle (gdzie stosuje się go w formie mleka podchlorynowego) jak i w odbarwiaczach do użytku domowego.
d) chlorki i chlorany
Sole – chlorki: są dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki PbCl2, AgCl), wodne roztwory chlorków mają odczyn obojętny – nie ulegają hydrolizie lub odczyn kwasowy – sole pochodzące od słabych zasad, ulegają hydrolizie kationowej HClO – kwas chlorowy(I): bardzo słaby kwas, istnieje tylko w roztworach rozcieńczonych, pod wpływem uv ulega rozkładowi: HClO --- HCl + O Otrzymywanie HClO: rozpuszczanie chloru lub Cl2O w wodzie Cl2 + H2O ---- HClO + HCl Cl2O2 + H2O ---- 2HClO Chlorany(I): są trwalsze od kwasu, mają właściwości utleniające, otrzymuje się przepuszczając chlor przez zasady Cl2 + 2KOH --- KCl + KClO + H2O Chlorany(I) ogrzewane ulegają rozkładowi lub dysproporcjonowaniu 3KClO ---- 2KCl + KClO3 2KClO --- 2KCl + O2 Chloran(I) sodu i chloran(I) wapnia mają zastosowanie jako środki bielące HClO2 – kwas chlorowy(III): kwas średniej mocy, istnieje tylko w roztworze wodnym, jego sole (chlorany(III)) są trwalsze od kwasu, kwas i sole maja właściwości utleniające Chlorany(III): otrzymuje się w reakcji rozpuszczania ClO2 w zasadach 2ClO2 + 2KOH ----- KClO2 + KClO3 + H2O Chlorany(III) ogrzewane ulegają rozkładowi lub dysproporcjonowani KClO2 ---- KCl + O2 3KClO2 ---- KCl + 2KClO HClO3 – kwas chlorowy(V): mocny, nietrwały kwas, istnieje tylko w roztworach, max 40%, w wyższych stężeniach ulega rozkładowi – reakcja dysproporcjonowania 3HClO3 ---- HClO4 + 2O2 + Cl2 + H2O Chlorany(V): trwałe sole, otrzymuje się przepuszczając Cl2O6 przez zasady lub chlor przez roztwory zasad Cl2O6 + 2KOH --- KClO3 + KClO4 + H2O 3Cl2 + 6KOH ----- 5KCl + KClO3 + 3H2O Chlorany(V) ogrzewane ulegają rozkładowi i dysproporcjonowani 4KClO3 ---- KCl + 3KClO4 2KClO3 ---- 2KCl + 3O2 Chloran(V) stosowany jest do produkcji zapałek, materiałów wybuchowych i pirotechnicznych HClO5 – kwas chlorowy(VII):trwały, mocny kwas, oleista ciecz, łatwo wybuchająca, ma bardzo silne właściwości utleniające Otrzymywanie: rozpuszczanie Cl2O7 w wodzie Cl2O7 + H2O à 2HClO4 Chlorany(VII): sole trwałe, o silnych właściwościach utleniających, otrzymuje się w reakcji dysproporcjonowania chloranów(V) lub reakcji Cl2O7 z roztworami zasad Cl2O7 + 2KOH ----- 2KClO4 + H2O Chloran(VII) potasu jest krystaliczną, bezbarwną substancją, trudno rozpuszczalną w wodzie, stosowaną do produkcji środków wybuchowych