ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 Физические свойства

 Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор - газ желтоватого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Температура плавления - 101°C, кипения - 34,1°C. Неплохо растворим в воде - один объем воды поглощает примерно 2,5 объемов хлора. Хлор очень ядовит.

Хлор широко используется в промышленности для отбелки тканей, получения соляной кислоты, белильной извести, ядохимикатов, для обеззараживания питьевой воды.

Получение

Окисление ионов Cl^- сильными окислителями или электрическим током:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 5Cl₂­ + 2KCl + 8H₂O

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

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O = H₂­ + Cl₂­ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1)     Реакции с металлами:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Ni + Cl₂ = NiCl₂

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2)     Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂  = 2HCl (на свету)

2P + 3Cl₂ = 2PCl_З

F₂ + 3Cl₂ = 2FCl₃

3)     Реакция с водой (диспропорционирование):

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

4)     Реакции со щелочами:

Cl₂ + 2KOH  = KCl + KClO + H₂O (с холодной щелочью)

3Cl₂ + 6KOH  = 5KCl + KClO_З + 3H₂O (с горячей щелочью)

Cl₂ + Ca(OH)₂ = CaOCl₂(хлорная известь) + H₂O

5)     Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей:

Cl₂ + 2KI = 2KCl + I₂

Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂

6) Реакция с аммиаком:

2NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6HCl