Те, из которых состоят соли — Хлор

После фтора пришло время хлора. Второй элемент группы 17 также является главой семейства, в которое входят три близкородственных галогена: бром, йод и, конечно же, он сам. Вместе они создают конкретное состояние внутри состояния, и они имеют очень похожие свойства и природу созданных отношений.

имеет определенно плохую прессу. Наряду со свинцом и ртутью он уже давно является мишенью различных организаций, требующих ограничения или даже запрета на его использование. Боевой газ времен Первой мировой войны, мрачный инсектицид ДДТ, фреоны и хлоропласты — список обвинений можно продолжать долго. Однако ориентироваться надо не на сенсации СМИ, а на достоверные знания, а в случае с хлором наиболее компетентны химики.

Оксид или элемент?

В 1774 году шведский фармацевт и химик Карл ШеелеВоздействуя на минерал браунштейн (двуокись марганца) концентрированной соляной кислотой, он обнаружил зелено-желтый газ с удушливым запахом:

С момента своего рождения этот газ стал предметом споров в мире химиков того времени.

1. Важные химики в истории хлора: слева — Карл Вильгельм Шееле (1742-1786), справа — сэр Гемфри Дэви (1778-1829).

Антуан Лавуазьеосновоположник современной химии считал, что каждая кислота должна содержать кислород, а значит, и соляная кислота. Таким образом, образующийся газ представляет собой оксид какого-то неметалла. Гипотетическому элементу дали имя (лат. = рассол). Однако попытки обнаружить присутствие кислорода в хлоре в течение почти следующих сорока лет не увенчались успехом.

Только открытие йода, подобного хлору, а затем и брома, навело химиков на верный путь. Элементарный характер хлора доказал другой известный химик того времени — сэр Хамфри Дэви (1). Он также дал ему имя, которое используется по сей день, которое происходит от греческого слова, т. е. зелено-желтый (тот же корень имеет хлорофилл, пигмент зеленого растения) (2).

2. Слева — сконденсированный хлор, справа — газообразный хлор в ампуле.

Некоторое время термин использовался в польской химической номенклатуре. солирод, что является буквальным переводом понятия галогена, но позже стало хлором. В начале девятнадцатого века химикам пришлось смириться с тем, что их два — аэробный и анаэробный.

вездесущий

Из-за своей реакционной способности хлор не существует в природе в свободном состоянии (нет и других галогенов). Единственная природная форма хлора ионы хлора Cl-, как в составе минералов, так и растворенных в воде солей. Наиболее распространенным минералом хлора является галитили хлорид натрия NaClкоторую вы встретите дома в характере столовая соль. Экономически важно также сильвин KCl, используется для производства калийных удобрений.

Хлориды обычно хорошо растворимы в воде, поэтому неудивительно, что их высокое содержание в моря и океаны (хлор составляет почти 2% от массы всех океанских вод). Месторождения хлоридов натрия и калия являются результатом высыхания древних морей (месторождениям в Куявах и Великой Польше около 250 миллионов лет, а в Величке несколько миллионов лет) (3).

Состав клеток живых организмов является отражением среды, в которой они эволюционировали, ионы хлора так они тоже выполняют важные биологические роли. Анион хлора поддерживает правильное осмотическое давление жидкостей организма и влияет на активность ферментов. Около 2% раствора соляной кислоты в нашем желудке уничтожает микроорганизмы, попадающие с пищей, и активирует действие пептидаз, ферментов, переваривающих белки.

3. Кристаллы галита красивой формы в Хрустальных гротах шахты Величка (фото: WikiMedia/Rocker1984)

Зелено-желтый агрессор

Хлор это очень активный элемент, немного уступая в этом отношении фтору. Интенсивно реагирует с большинством металлов, хотя иногда требуется предварительный нагрев реагентов. На хлор также влияют неметаллы — например, горит ли фосфор в его атмосфере. Реакция с водородом происходит со взрывом на солнце, но в темноте смесь двух элементов может безопасно храниться. Хлор также реагирует с углеводородами, и их хлорпроизводные являются важными субстратами для дальнейших синтезов.

Хлор растворяют в воде, а полученный раствор — хлорную воду — используют как окислитель, дезинфицирующее средство и химический реагент. Помимо хлоридов, содержащих анион С17-, и неионогенных соединений, в которых хлор имеет валентность I, существуют также кислородные кислоты хлора и их соли, в которых он принимает нечетные валентности от I до VII (максимум для группы XNUMX).

Хлор имеет множество применений в химическая индустрияпоэтому он производится в больших количествах (около 65 миллионов тонн в 2016 году). Основной метод электролиз раствора NaCl. В результате получают три важных продукта: хлор, водород и гидроксид натрия. Электролиз расплавленного NaCl дает хлор и натрий, которые также пользуются спросом. Важнейшее промышленное соединение хлора — хлорводор — он также имеет множество применений, будь то в газообразной форме или в виде раствора (соляная кислота).

Его получают путем сжигания водорода в хлоре или в качестве побочного продукта реакции хлора. Химические способы получения хлора аналогичны способу его получения первооткрывателем и заключаются в окислении хлористого водорода. Их используют в химических лабораториях, а в промышленности обычно утилизируют избыток HCl.

Кл- это ты?

Базовая аналитическая проба, позволяющая обнаружить анион хлора образование осадка из раствор азотнокислого серебра AgNO₃. Не забывайте использовать дистиллированную воду (иначе вы обнаружите ионы хлорида в водопроводной воде) и беречь окружающую среду и кожу рук.

Попробуйте на подносе и в защитных перчатках, чтобы избежать темных пятен, которые сойдут через несколько дней, но не на одежде.

К раствору, содержащему водорастворимый хлорид, например NaCl, добавьте раствор AgNO3. Сразу же выпадет белый творожистый осадок AgCl. Слейте надосадочную жидкость и разделите ее на две части. Одну оставить на свету, в другую добавить разбавленный раствор аммиака NH3aq, перемешать, а после растворения осадка — влить раствор азотной кислоты (V)HNO3.

Так как многие соли серебра малорастворимы и имеют белый цвет, одного лишь образования осадка такого цвета недостаточно. Потемнение осадка на свету (так делали первую порцию) вызвано его разложением с выделением свободного металла в тонкоизмельченном виде.

Осадки, образованные бромидами и йодидами, ведут себя аналогично, но имеют желтоватую окраску. Осадок растворяется в растворе аммиака (это отличает его от AgBr и AgI) и вновь осаждается под действием сильной добавки кислоты (если оставить на свету, то, конечно, скоро потемнеет). Только такой тест позволит вам обнаружить присутствие ионов хлора в испытуемом растворе (4).

4. Осадок AgCl. Слева — свежеосажденный; внутрь — через несколько минут на свету; справа — увеличенный вид дезинтегрированного осадка.

Другой способ обнаружения ионов хлора — реакция с концентрированным раствором. серная кислота (VI) H.₂SO₄ с хлоридами в твердом виде. В пробирку насыпьте немного NaCl, а затем влейте несколько капель концентрированного раствора H.₂SO₄:

Обнаружить выделение хлористого водорода (иногда приходится нагревать трубку для испарения HCl) можно по запаху, но я настоятельно не рекомендую этого делать.

Если вам совершенно «надо» определить наличие хлороводорода таким способом, не наклоняйтесь над пробиркой и не берите воздух «полной грудью», а веерным движением руки направляйте выделившийся газ на себя и пусть запах сам долетит до носа (эта процедура характерна для опытного химика, который уже усвоил риски неправильно нюхать химические вещества).

5. Обнаружение хлороводорода: слева — универсальной бумагой (краснеет), справа — раствором аммиака (белые пары хлористого аммония).

Вместо носа в рот лучше положить смоченную водой индикаторную бумагу (она станет красной под действием HCl) или стеклянную палочку, конец которой вы предварительно окунули в концентрированный раствор аммиака. пробирка. Появляются белые пары NH хлорида хлорида аммония.₄Cl позволит определить наличие HCl в окружающей среде и, одновременно, ионов хлора в испытуемом образце (5):

Еще один способ окисление хлоридов до свободного хлора и обнаружение молекул Cl₂. На этот раз к исследуемому раствору в пробирке или к твердой соли добавьте раствор перманганата калия KMnO.₄ и подкислить реакционную среду разбавленным раствором серной кислоты (VI) H₂SO₄. Вы заметите обесцвечивание темно-фиолетового раствора (это еще не свидетельство присутствия хлоридов — подкисленный раствор KMnO₄ обесцвечивание в присутствии многих восстановителей) и газовыделение с характерным запахом (иногда требуется подогрев пробирки):

Вы можете почувствовать запах хлора (по-прежнему применимы рекомендации предыдущего теста). Запах наверняка будет вам знаком — так пахнут дезинфицирующие средства, хлорка или воздух в бассейне. Однако вместо носа стоит использовать окислительные свойства Cl₂. Поместите лакмусовую бумажку, смоченную водой (обязательно!) над пробиркой. Изменение цвета бумаги указывает на выделение свободного хлора из реакционного сосуда.

И еще один способ обнаружить хлор — сделать бумагу своими руками. Вам это понадобится KI йодид калия и крахмал, представляющая собой обычную картофельную муку. Размешайте чайную ложку муки в небольшом количестве холодной воды и влейте примерно до 0,5 дм.³ кипящая вода. Кипятите крахмалистую воду, пока раствор не станет прозрачным, затем поставьте кастрюлю остывать. Получите десяток см³ раствора крахмала и растворить в нем щепотку йодистого калия. В полученный таким образом раствор опустите полоски фильтровальной бумаги и высушите их.

Ваши йодокрахмальные бумажки готовы к использованию, храните их в плотно закрытой коробке. Когда вы поместите лист бумаги, смоченный водой, над пробиркой, вы заметите потемнение ткани. Именно зелено-желтый газ, как окислитель более сильный, чем йод, вытеснил последний из его солей:

Свободный йод немедленно образовывал соединение темно-синего цвета с крахмалом (6). Подобный эффект будет иметь и газообразный озон, но в проводимой реакции он не образуется. Вот вам и обнаружение иона хлора.

6. Обнаружение свободного хлора: слева — лакмусовой бумажкой (обесцвечивание), справа — йодно-крахмальной бумажкой (синевает).

Астат и теннессин — что это такое?

Построение графика на основе температур плавления и кипения, приведенных в предыдущем разделе, облегчит их оценку для астатуса и теннессина. Для первых четырех галогенов точки измерения почти совпадают. Продолжение линии покажет, что астат плавится при температуре около 220 °С, а кипит около 320 °С. Для самого тяжелого галогена она составит 330 и 430°С соответственно. В учебниках

найдете данные для астата: температура кипения почти такая же, но по данным авторов астат плавится примерно при 300°С (видимо они выводили иначе). Не пугайтесь различий — оценить физические свойства непросто.