Алина Шоричева - От водорода до мейтнерия: неорганика на ладони. Книга первая: металлы и неметаллы главных подгрупп таблицы Менделеева

Стеклянная химическая посуда «боится» присутствия поблизости плавиковой кислоты

Плавиковая кислота в промышленности:

– катализатор в органическом синтезе;

– реактив для растворения силикатов;

– реактив для получения фторидов и фторорганических соединений.

Плавиковая кислота очень ядовита, обладает раздражающим действием, вызывает ожоги. Кроме того, фториды способны связывать кальций в крови, это ведет к нарушению сердечной деятельности, серьезным сбоям в организме человека. Опасность состоит еще и в том, что пагубное действие плавиковой кислоты имеет отложенный эффект, человек поздно обращается за помощью, когда патологический процесс уже запустился. Поэтому так важно работать с кислотой в защитной одежде, респираторе, очках, перчатках и в помещении с хорошей вытяжкой. В случае внештатных ситуаций плавиковую кислоту осторожно дезактивируют, основываясь на свойствах кислот нейтрализовываться щелочами (гашеной известью или содой).

Наш следующий герой – любимец учебников по химии и заданий ЕГЭ, «звезда» группы галогенов – хлор.

Элемент хлор располагается в 3 периоде VIIA группе периодической системы Д. И. Менделеева. Атом хлора имеет в своем составе 17 протонов и, соответственно, 17 электронов, а вот число нейтроновварьируется. В природе наиболее широко распространены изотопы с массовыми числами 35 и 37 (массовое число = количество протонов + количество нейтронов). Исходя из процентного соотношения изотопов, относительную атомную массу хлора высчитали как равную 35,5. Этот момент необходимо помнить при решении задач.

На внешнем энергетическом уровне у атома хлора – 7 электронов. Принимая еще один электрон, атом приобретает степень окисления -1.Но у атома хлора, в отличие от «соседа сверху» – фтора, есть дополнительные орбитали, а именно – пять d-орбиталей. Хлор ведь в третьем периоде находится. Поэтому при определенных условиях электроны с р- и даже s-подуровней способны «перебегать» на d-орбитали и занимать там единолично «вакантные» места. Электроны – они ведь, как люди, в душе немного эгоисты. Каждому хочется иметь свою комнату, свое жизненное пространство. Одиночные электроны – возможность разнообразить степени окисления и образовать различные соединения с другими атомами.

Хлору проще принять один электрон, довести свой энергетический уровень до завершенности и получить степень окисления, равную -1 (самая распространенная в соединениях). Хлор – сильный окислитель.

Возможные степени окисления для хлора: -1 (принимает электрон), +1, +3, +5 и +7 (отдает свои электроны)

Молекулярный хлор состоит из двух атомов и представляет собой ядовитыйгаз желто-зеленого цвета с резким запахом, растворимый в воде. Значительно тяжелеевоздуха. Легко сжижается, ведь его температура кипения всего -34 градуса. Кстати слово «хлор» с греческого языка переводится как «зеленый».

Получение хлора

По традиции рассмотрим отдельно лабораторные и промышленные способы получения.

Впервые хлор удалось получить немецкому химику Карлу Шееле в 1774 году путем воздействия соляной кислоты на минерал пиролюзит (оксид марганца (IV)). Шееле заметил, что образовавшееся вещество обладает отбеливающими свойствами и имеет запах царской водки. Помимо способа Шееле в лаборатории хлор получают по реакции соляной кислоты с каким-нибудь сильным окислителем, например, с перманганатом или дихроматом калия. Соляная кислота выступает в роли восстановителя.

В заводских условиях хлор получают электролизом раствораповаренной соли. Хлор собирается на аноде, на катоде восстанавливается водород, а в растворе остается гидроксид натрия.

Полученный хлор хранят в стальных баллонах.

Применение хлора

Для чего же мы его получали? А вот для чего:

– синтез хлорорганических соединений;

– отбеливание тканей, бумаги, картона. Правда, здесь есть один нюанс: отбеливает не сам хлор, а хлорноватистая кислота, которая образуется после растворения хлора в воде. Об этом мы еще поговорим;

– обеззараживание воды;

– производство неорганических соединений (соляная кислота, хлориды металлов, удобрения).

Хлор сам по себе очень токсичен, да еще и тяжелее воздуха, первым делом поражает дыхательную систему человека, вызывая ожоги и удушье. Поэтому спецодежда, противогаз и перчатки – неотъемлемый атрибут для сотрудников на производстве. При внештатной ситуации на короткое время защититься от воздействия хлора поможет ткань, смоченная раствором сульфитаили тиосульфатанатрия.

Химические свойства хлора

1. Реакции с неметаллами

Хлор активно вступает в реакции с неметаллами, с водородом и вовсе – вплоть до взрыва. Но с углеродом, азотом, кислородом и благородными газами хлор непосредственно не реагирует!

2. Реакции с металлами

Хлор реагирует почти со всеми металлами и выступает в роли сильного окислителя, приобретая отрицательную степень окисления. При этом продуктом взаимодействия являются различные соли. Такой порядок характерен не только для хлора, а для группы галогенов вообще. Недаром «галоген» означает «рождающий соль».

3. Реакции со сложными веществами

В реакции с более электроотрицательным фтором хлор выступает как восстановитель (не окисляет, а окисляется сам)

Взаимодействие хлора со щелочью – классический пример реакций самовосстановления-самоокисления (диспропорционирования). Ух, неужели напечатала без ошибок, от букв аж в глазах рябит! Иначе говоря, хлор свою степень окисления одновременно и понижает, и повышает. Вид продукта реакции зависит от температуры раствора щелочи.

Раствор хлора в воде дает начало двум кислотам: соляной и хлорноватистой. Хлорноватистая кислота распадается, выделяя атомарный кислород – сильный окислитель, который и «отвечает» за отбеливающий эффект. Подобный механизм с выделением атомарного кислорода мы упоминали в главе про газ озон.