Содержание страницы

Введение……………………………………………………………………………………………3

1. Символ элемента, положение его в периодической системе элементов Д.И. Менделеев. Атомная масса…………………………………………………………………………………….4

2. Строение ядра атома хлора. Возможные изотопы. Примеры………………………….5

3. Электронная формула атома: распределение электронов по уровням, подуровням, ячейкам Хунда. Возбуждённое состояние атома хлора………………………………………………….6

4. Валентность атома алюминия в стационарном и возбуждённом состояниях. Возможные степени окисления атома хлора. Окислительно – восстановительные свойства. Примеры схем перемещения электронов………………………………………………………………………….8

5. Эквиваленты хлора и его соединений. Примеры расчётов……………………………..11

6. Химические свойства хлора и его соединений. Примеры реакций……………………12

7. Виды концентраций……………………………………………………………………….15

8. Электролитическая диссоциация. Схема процесса диссоциации гидроксида. Константа диссоциации………………………………………………………………………………………17

9. Расчёт pH, pOH 0.01м раствора гидроксида или соли элемента………………………21

10. Гидролиз…………………………………………………………………………………..23

11. Качественный анализ хлора………………………………………………………………24

12. Методы количественного определения атома хлора или его соединений……………27

12.1. Гравиметрический метод анализа атома хлора………………………………………...27

13. Заключение……………………………………………………………………………….29

Список литературы………………………………………………………………………………32

Введение

Соединение с водородом — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристлив 1772 г. Хлор был получен в1774 г.шведским химикомКарлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействиипиролюзитассоляной кислотойв своём трактате о пиролюзите:

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать сзолотомикиноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химиитого времени теориифлогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту.БертоллеиЛавуазьев рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетическогоэлементамурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которомуэлектролизомудалось разложитьповаренную сольна натрий хлор, доказав элементарную природу последнего.

1. Символ элемента, положение его в периодической системе элементов д.И. Менделеев. Атомная масса

Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17[3]. 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 17-й (VIIA) группы элементов, в которую входит и хлор[4]).

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

Атомная масса

(молярная масса)

[35, 446; 35,457][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)

2. Строение ядра атома хлора. Возможные изотопы. Примеры

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-распадв36Ar	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

3. Электронная формула атома: распределение электронов по уровням, подуровням, ячейкам Хунда. Возбуждённое состояние атома хлора

Хлор в периодической системе химических элементов находится в 3 периоде, VII группе, главной подгуппе (подгуппа галогенов) .

Заряд ядра атома Z = +[N(p+)] = + 17

Количество протонов N(p+) = 17

Количество электронов N(e-) = 17

В возбужденном сотоянии:

1) 3s2 3p5 3d0 + hn --> 3s2 3p4 3d1

3 неспаренных электрона (2 электрона на 3р-подуровне и 1 электрон на 3d-подуровне) , следовательно валентность равна 3

Пример соединения: HClO2, Cl2O3

2 ) 3s2 3p4 3d1 + hn --> 3s2 3p3 3d2

5 неспаренных электронов (3 электрона на 3р-подуровне и 2 электрона на 3d-подуровне) , следовательно валентность равна 5

Пример соединения: HClO3, Cl2O5

3 ) 3s2 3p3 3d2 + hn --> 3s1 3p3 3d3

7 неспаренных электронов (1 электрон на 3s-подуровне, 3 электрона на 3р-подуровне и 3 электрона на 3d-подуровне), следовательно валентность равна 5

4. Валентность атома алюминия в стационарном и возбуждённом состояниях. Возможные степени окисления атома хлора. Окислительно – восстановительные свойства. Примеры схем перемещения электронов

Валентные электроны: 3s2 3p5

В невозбужденном состоянии у атома хлора на 3 энергетическом уровне находится один неспаренный электрон, следовательно, невозбужденный атом хлора может проявлять валентность 1. Валентность 1 проявляется в следующих соединениях:

- газообразный хлор Cl2 (или Сl-Cl)

- хлорид натрия NaCl (или Na+ Cl-)

- хлороводород HCl (или H-Cl)

- хлорноватистая кислота HOCl (или H-O-Cl)

Окислительно – восстановительные свойства.

HCl - степень окисления хлора -1

HClO3 - степень окисления хлора +5

HClO4 - степень окисления хлора +7

Промежуточная степень окисления говорит о том, что данный элемент может проявлять как восстановительные так и окислительные свойства, это - HClO3

Окислительные свойства проявляют элементы, у которых максимальная степень окисления (она равна номеру группы, в которой находится элемент). Значит, HClO4 - окислитель.

Восстановительными свойствами обладает элемент с наменьшей степенью окисления, т.е. HCl - восстановитель.

Хлор является сильным окислителем. Различные соединения хлора могут быть использованы в качестве окислителей. Это хлор С12), хлорноватистая кислота НСЮ, соли хлорноватистой кислоты — гипохлорит натрия NaCIO или гипохлорит кальция Са(СЮ)2 и оксид хлора СЮ2.

Хлорирование применяют для удаления из сточных вод фенолов, крезолов, цианидов, сероводорода. Для борьбы с биологическими обрастаниями сооружений его используют в качестве биоцида. Применяют хлор и для обеззараживания воды.

Хлор поступает на производство в жидком виде с содержанием не менее 99,5 %. Хлор является высокотоксичным газом, он обладает способностью накапливаться и концентрироваться в небольших углублениях. С ним достаточно трудно работать. При попадании в воду происходит гидролиз хлора с образованием соляной кислоты. С некоторыми органическими веществами, которые присутствуют в растворе, С12 может вступать в реакции хлорирования. В результате образуются вторичные хлорорганические продукты, которые обладают высокой степенью токсичности. Поэтому применение хлора стремятся ограничить.

Хлорноватистая кислота НСЮ обладает такой же окислительной способностью, как и хлор. Однако ее окислительные свойства проявляются только в кислой среде. Кроме того хлорноватистая кислота является нестабильным продуктом — со временем и на свету она разлагается.

Широкое применение получили соли хлорноватистой кислоты. Гипохлорит кальция Са(СЮ)2 выпускается трех сортов с концентрацией активного хлора от 32 до 35 %. На практике используют также двухосновную соль Са(СЮ)2- 2Са(ОН)г 2Н20.

Наиболее устойчива соль гипохлорита натрия NaOCl * 5Н20, которую получают при химическом взаимодействии газообразного хлора с раствором щелочи или при электролизе поваренной соли в ванне без диафрагмы.

Оксид хлораСO2 — газ зеленовато-желтого цвета, хорошо растворим в воде, сильный окислитель. Его получают взаимодействием хлорита NaC102 с хлором, соляной кислотой или озоном. При взаимодействии оксида хлора с водой не ротекают реакции хлорирования, что исключает образование хлорорганических веществ. В последнее время проводятся широкие разработки по выяснению условий замены хлора на оксид хлора в качестве окислителя. На ряде российских заводов внедрены передовые технологии с использованием СO2.