3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

Елементи VІІ групи періодичної системи ділять на дві підгрупи: головну - підгрупу галогенів, та побічну - підгрупу марганцю. До цієї ж групи відносять і водень, хоча його атом має на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон, і його слід відносити до І групи.

До підгрупи галогенів відносять фтор, хлор, бром, йод і астат. Перші чотири зустрічаються у природі, а останній добуто штучно. Слово галоген означає солетворний.

Всі галогени мають структуру зовнішньої електронної оболонки s²р⁵. Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку благородногазову оболонку s²р⁶. Радіус атома збільшується у ряду фтор - астат. У тому ж порядку зменшується спорідненість атома елемента до електрону.

Галогени - надзвичайно активні елементи. Вони здатні віднімати електрони не лише у атомів, які легко їх віддають, а і у йонів і навіть витісняти інші галогени з їх сполук.

Із усіх галогенів лише фтор не має незаповненого d-рівня. Тому він не може мати більше одного неспареного електрона і виявляє валентність тільки -1. В атомах інших галогенів є незаповнений d-рівень, що дає їм можливість виявляти валентність -1, +1, +3, +5 та +7.

Через високу активність хлор у вільному стані у природі не зустрічається. Широко відомі його природні сполуки - хлориди лужних та лужноземельних металів, серед яких найбільш розповсюдженими є кухонна сіль NaСl, сильвініт - суміш хлоридів натрію і калію, та карналіт КСl•МgСl₂•6H₂O.

У лабораторії хлор отримують дією концентрованої соляної кислоти на різні окислювачі, наприклад діоксид марганцю (при нагріванні, перманганат калію або бертолетову сіль.

У промисловості хлор отримують електролізом розчинів або розплавів хлоридів лужних металів. За умови електролізу розплав лужного металу на катоді виділяється лужний метал, на аноді - хлор.

За звичайних умов хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний. Хлор у 2,5 рази важчий за повітря.

При 20°С в одному обємі води розчиняється близько 2 обємів хлору, такий розчин називають хлорною водою. За атмосферного тиску хлор при -34°С переходить у рідкий стан, а при - 101°С у твердий стан. Хлор добре розчинний у багатьох органічних розчинниках, особливо в тетрахлориді вуглецю, з яким не взаємодіє.

На зовнішньому електронному рівні атом хлору має 7 електронів, тому легко приєднує електрон, утворюючи аніон Сl?.

Завдяки наявності незаповненого d-рівня можуть зявлятись 1, 3, 5 або 7 неспарених електронів, і у кисневмісних сполуках хлор може виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.

Без присутності вологи хлор досить інертний, проте навіть за наявності слідів вологи активність хлору різко зростає. Хлор добре взаємодіє з багатьма металами та неметалами, наприклад:

2Fе + 3Сl₂ > 2FеСl₃

Sі + 2Сl₂ > SіСl₄

З киснем, вуглецем та азотом хлор безпосередньо не взаємодіє.

При розчиненні хлору у воді утворюються дві кислоти - соляна та хлорноватиста:

Cl₂ + H₂O - НCl + НClО

Також хлор взаємодіє з холодними розчинами лугів, утворюючи відповідні солі (отриманий розчин називають жавелевою водою). З гарячими розчинами лугів хлор утворює відповідні солі соляної та хлорноватої кислот, наприклад

3Cl₂ + 6КOH > 5КCl + КClO₃

Утворений хлорат калію називають бертолетовою сіллю.

При нагріванні хлор взаємодіє з багатьма органічними речовинами.

Хлор - сильний окисник, тому легко взаємодіє зі складними речовинами, до складу яких входять елементи, здатні окислюватись до більш високого валентного стану, наприклад: 2FеCl₂ + Cl₂ > 2FеCl₃

Хлор використовують для відбілювання паперу і тканин, знезараження питної води, виробництва різноманітних ядохімікатів, соляної кислоти, хлороорганічних речовин та розчинників, а також у лабораторній практиці.