Właściwości fizyczne chloru

Rl4HMUv79Lb4b

Ilustracja przedstawiająca dane pochodzące z układu okresowego dla pierwiastka chloru. W prostokątnym polu znajduje się symbol $\text{Cl}$, liczba atomowa siedemnaście, średnia liczba masowa 35,453, temperatura topnienia 172,15 Kelwina, temperatura wrzenia 239,11 Kelwina, gęstość 1,65 grama na centymetr sześcienny po skropleniu w temperaturze wrzenia. Symbol G oznacza gaz - stan skupienia w warunkach normalnych. Konfiguracja elektronowa podpowłokowa skrócona w stanie podstawowym zawierająca rdzeń gazu szlachetnego: $\left[\text{Ne}\right]3s^{2}3p^5$.

Chlor jest gazem o barwie zielonożółtej, cięższym od powietrza. Charakteryzuje się ostrym, intensywnym zapachem i jest wyczuwalny w powietrzu przy stężeniu $\mathrm{3,5} \text{ppm}$. Chlor rozpuszcza się w wodzie, tworząc tzw. wodę chlorową. Rozpuszczalność chloru w wodzie zależy od temperatury. W $1 {\text{dm}}^3$ wody o temperaturze $25°\text{C}$ rozpuszcza się $\mathrm{2,3} {\text{dm}}^3$ chloru (odmierzonego w warunkach normalnych). Chlor w reakcji z wodą ulega dysproporcjonowaniu na chlorowodór
($\text{HCl}$) i kwas chlorowy($\text{I}$) ($\text{HClO}$).

${\text{Cl}}_2+{\text{H}}_2\text{O}\to \text{HCl}+\text{HClO}$

RvyIJAxvPPUo0

Zdjęcie przedstawia szklaną kolbę stożkową wypełnioną żółtym gazem, osoba trzymająca ją ma na dłoniach zielone rękawice ochronne.

RKZ5L49MCbw0t

Grafika przedstawia model dwuatomowej cząsteczki chloru. Dwie zielone kuli stykają się ze sobą. Nad modelem znajduje się wzór cząsteczki chloru uwzględniający obecność wolnych par elektronowych. Wiązanie chlor chlor to wiązanie pojedyncze. Na każdym z atomów chloru znajdują się po trzy wolne pary elektronowe oznaczone w postaci kresek. Pod modelem znajduje się wzór cząsteczki chloru bez uwzględnienie wolnych par elektronowych. Cząsteczkę stanowią zatem dwa atomy chloru $\text{Cl}$ połączone za pomocą wiązania pojedynczego.

R1ObZYu276tbX

Ilustracja przedstawia cztery piktogramy ostrzegające o zagrożeniach. Symbole znajdują się na białym tle w kwadratach otoczonych grubą, czerwoną ramką. Pierwszy z nich informuje o właściwościach silnie utleniających i przedstawia kółko otoczone płomieniem. Drugi piktogram oznacza gaz pod ciśnieniem i przedstawia czarną butlę. Trzeci z nich to trupia czaszka, pod którą znajdują się dwie skrzyżowane kości, co informuje o tym, iż substancja jest trująca. Czwarty piktogram oznacza zagrożenie dla środowiska naturalnego i przedstawia zatruty krajobraz, martwą rybę nad brzegiem zbiornika wodnego oraz drzewo pozbawione liści.

RHpH2iBSPgrtV

Zdjęcie przedstawia dwie osoby ubrane w żółte kombinezony z ochronnymi maskami. Mężczyzna trzyma w ręce narzędzie, druga osoba asekuruje butlę z gazem. Znajdują się przez budynkiem.

Metody otrzymywanie chloru

Otrzymywanie chloru w reakcji tlenku manganu($\text{IV}$) i kwasu chlorowodorowego

Pierwsza opisana synteza chloru opierała się na reakcji chemicznej pomiędzy tlenkiem manganu($\text{IV}$), a kwasem solnym (chlorowodorowym).

Schemat tej reakcji ma postać:

${\text{MnO}}_2+\text{HCl}\to {\text{MnCl}}_2+{\text{Cl}}_2\uparrow +{\text{H}}_2\text{O}$

Jak łatwo zauważyć, w powyższej reakcji chemicznej następuje zmiana stopni utlenienia atomów pierwiastków chemicznych. Dlatego też powyższa reakcja jest reakcją typu redoks (utleniania‑redukcji). Współczynniki stechiometryczne należy więc dobrać metodą bilansu jonowo‑elektronowego:

Równanie procesu redukcji:

$\stackrel{+\text{IV}}{\text{Mn}}{\text{O}}_2+4 {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+2 {\text{e}}^{-}\to \stackrel{+\text{II}}{{\text{Mn}}^{2+}}+6 {\text{H}}_2\text{O}$

Równanie procesu utlenienia:

$2 \stackrel{-\text{I}}{{\text{Cl}}^{-}}\to \stackrel{0}{{\text{Cl}}_2}+2 {\text{e}}^{-}$

Sumaryczne równanie reakcji:

${\text{MnO}}_2+4 \text{HCl}\to {\text{MnCl}}_2+{\text{Cl}}_2\uparrow +2 {\text{H}}_2\text{O}$

W tej reakcji chemicznej tlenek manganu($\text{IV}$) pełni funkcję utleniacza, a kwas solny (chlorowodorowy) funkcję reduktora.

Modyfikacją tej metody może być ogrzewanie roztworu solanki z kwasem siarkowym($\text{VI}$) i tlenkiem manganu($\text{IV}$).

Schemat tej reakcji ma postać:

$\text{NaCl}+{\text{H}}_2{\text{SO}}_4+{\text{MnO}}_2\to {\text{MnSO}}_4 +{\text{Na}}_2{\text{SO}}_4+{\text{H}}_2\text{O}+{\text{Cl}}_2\uparrow$

Podobnie jak w poprzednim przypadku w reakcji tej następuje zmiana stopni utlenienia indywiduów, dlatego też współczynniki stechiometryczne należy dobrać metodą bilansu jonowo‑elektronowego:

Równanie procesu redukcji:

$\stackrel{+\text{IV}}{\text{Mn}}{\text{O}}_2+4 {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+2 {\text{e}}^{-}\to \stackrel{+\text{II}}{{\text{Mn}}^{2+}}+6 {\text{H}}_2\text{O}$

Równanie procesu utlenienia:

$2 \stackrel{-\text{I}}{{\text{Cl}}^{-}}\to \stackrel{0}{{\text{Cl}}_2}+2 {\text{e}}^{-}$

Sumaryczne równanie reakcji:

$2 \text{NaCl}+2 {\text{H}}_2{\text{SO}}_4+{\text{MnO}}_2\to {\text{Na}}_2{\text{SO}}_4+{\text{MnSO}}_4+2 {\text{H}}_2\text{O}+{\text{Cl}}_2\uparrow$

Otrzymywanie chloru w wyniku utleniania chlorowodoru

Z czasem zauważono, że chlor ma właściwości wybielające, co zwiększyło zapotrzebowanie na tę gazową substancję prostą. Jedną z pierwszych metod otrzymywania chloru była reakcja spalania chlorowodoru w tlenie, z chlorkiem miedzi($\text{II}$) pełniącym funkcję katalizatora.

Schemat tej reakcji ma postać:

$\text{HCl}+{\text{O}}_2\stackrel{\text{ka}t. {\text{CuCl}}_2}{\to }{\text{Cl}}_2\text{↑}+{\text{H}}_2\text{O}$

Podobnie jak we wcześniejszych reakcjach chemicznych możemy zauważyć zmiany stopni utlenienia indywiduów, dlatego też współczynniki stechiometryczne należy dobrać metodą bilansu elektronowego:

Równanie procesu redukcji:

$\stackrel{0}{{\text{O}}_2}+4 {\text{e}}^{-}\to 2 \stackrel{-\text{II}}{\text{O}}$

Równanie procesu utlenienia:

$2 \stackrel{-\text{I}}{{\text{Cl}}^{-}}\to \stackrel{0}{{\text{Cl}}_2}+2 {\text{e}}^{-} |·2$

Sumaryczne równanie reakcji:

$4 \text{HCl}+{\text{O}}_2\stackrel{\text{kat}. {\text{CuCl}}_2}{\to }2 {\text{Cl}}_2\text{↑}+2 {\text{H}}_2\text{O}$

Otrzymywanie chloru w reakcji kwasów lub bezwodników kwasowych z chloranem($\text{I}$) wapnia

W warunkach laboratoryjnych chlor można również otrzymać w wyniku reakcji kwasów (lub bezwodników kwasowych kwasów nieorganicznych) z solami wapniowymi będącymi pochodnymi kwasu chlorowego($\text{I}$) (kwasu podchlorawego), m.in. z chloranem($\text{I}$) wapnia.

W wyniku działania kwasem solnym (chlorowodorowym) na chloran($\text{I}$) wapnia otrzymuje się gazowy chlor.

Schemat analizowanej reakcji ma postać:

$\text{Ca}{\left(\text{ClO}\right)}_2+\text{HCl}\to {\text{CaCl}}_2+{\text{H}}_2\text{O}+{\text{Cl}}_2\uparrow$

Aby dobrać współczynniki w powyższej reakcji chemicznej należy wykorzystać metodę bilansu jonowo‑elektronowego:

Równanie procesu redukcji:

$2 \stackrel{+\text{I}}{\text{Cl}}{\text{O}}^{-}+4 {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+2 {\text{e}}^{-}\to {\stackrel{0}{\text{Cl}}}_2 +6 {\text{H}}_2\text{O}$

Równanie procesu utlenienia:

$2 \stackrel{-\text{I}}{{\text{Cl}}^{-}}\to \stackrel{0}{{\text{Cl}}_2}+2 {\text{e}}^{-}$

Sumaryczne równanie reakcji:

$\text{Ca}{\left(\text{ClO}\right)}_2+4 \text{HCl}\to {\text{CaCl}}_2+2 {\text{H}}_2\text{O}+2 {\text{Cl}}_2\uparrow$

Otrzymywanie chloru metodą elektrolizy

Inną wykorzystywaną w laboratorium metodą syntezy chloru jest metoda elektrolizy solanki. W trakcie procesu elektrolizy na elektrodach zachodzą odpowiednie procesy:

Równanie procesu katodowego:

$2 {\stackrel{+\text{I}}{\text{H}}}_2\text{O}+2 {\text{e}}^{-}\to \stackrel{0}{{\text{H}}_2}+2 {\text{OH}}^{-}$

Równanie procesu anodowego:

$2 \stackrel{-\text{I}}{{\text{Cl}}^{-}}\to \stackrel{0}{{\text{Cl}}_2}+2 {\text{e}}^{-}$

Sumaryczne równanie reakcji:

$2 {\text{Cl}}^{-}+2 {\text{H}}_2\text{O}\to {\text{Cl}}_2\uparrow +{\text{H}}_2\uparrow +2 {\text{OH}}^{-}$

Produktami reakcji elektrolizy solanki są: chlor, wodór oraz wodorotlenek sodu.

Właściwości chemiczne chloru

Chlor jest aktywnym chemicznie niemetalem, który w związkach może występować na $-\text{I}$, $\text{I}$, $\text{III}$, $\text{V}$ i $\text{VII}$ stopniu utlenienia. Łączy się on bezpośrednio z większością pierwiastków. Z metalami tworzy sole – chlorki. Jest silnym utleniaczem, co sprawia, że w odpowiednich warunkach może utleniać wiele metali, w tym również metale szlachetne:

$\text{Mg}+{\text{Cl}}_2\to {\text{MgCl}}_2$

$2 \text{Au}+3 {\text{Cl}}_2\to 2 {\text{AuCl}}_3$

Metale, takie jak np. żelazo, utlenia do wyższych stopni utlenienia niż $\text{HCl}$:

$\text{Fe}+2 \text{HCl}\to {\text{FeCl}}_2+{\text{H}}_2\uparrow$

$2 \text{Fe}+3 {\text{Cl}}_2\to 2 {\text{FeCl}}_3$

W obecności światła łączy się z wodorem, tworząc chlorowodór:

${\text{H}}_2+{\text{Cl}}_2\stackrel{h\nu }{\to }2 {\text{HCl}}_{\left(\text{g}\right)}$

Chlorowodór jest głównie otrzymywany przez działanie stężonych roztworów mocnych kwasów, np. kwasu siarkowego($\text{VI}$) na chlorki, np. chlorek sodu:

$2 \text{NaCl}+{\text{H}}_2{\text{SO}}_4\to {\text{Na}}_2{\text{SO}}_4+2 {\text{HCl}}_{\left(\text{g}\right)}$

W reakcji z wodą $\text{HCl}$ tworzy mocny kwas chlorowodorowy:

$\text{HCl}+{\text{H}}_2\text{O}\to {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+{\text{Cl}}^{-}$

Tlenki chloru są związkami generalnie nietrwałymi. Wszystkie mają charakter kwasowy.

Istnieją jeszcze dwa tlenki chloru: tlenek chloru($\text{I}$,$\text{VII}$) ${\text{Cl}}_2{\text{O}}_4$ oraz tlenek
chloru($\text{V}$,$\text{VII}$) ${\text{Cl}}_2{\text{O}}_6$. Mówi się także o hipotetycznym istnieniu tlenku chloru o wzorze ${\text{Cl}}_2{\text{O}}_5$.

Najmocniejszym kwasem tlenowym chloru jest kwas chlorowy($\text{VII}$). To wyjątkowo silny utleniacz. Jego sole – chlorany($\text{VII}$), są substancjami o silnych właściwościach utleniających, a ich ucieranie w możdzierzu może wywołać reakcję wybuchową z tlenem.