ОПРЕДЕЛЕНИЕ
хлор- седемнадесетият елемент от периодичната система. Обозначение - Cl от латинското "хлорум". Намира се в трети период, VIIA група. Отнася се за неметали. Ядреният заряд е 17.
Най-важното естествено хлорно съединение е натриевият хлорид (трапезна сол) NaCl. Основната маса на натриев хлорид се намира във водата на моретата и океаните. Водите на много езера също съдържат значителни количества NaCl. Среща се и в твърда форма, образувайки на места в земната кора дебели слоеве от така наречената каменна сол. Други хлорни съединения също са често срещани в природата, например калиев хлорид под формата на минералите карналит KCl × MgCl 2 × 6H 2 O и силвит KCl.
При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ (фиг. 1), който е силно разтворим във вода. При охлаждане от водни разтвори се отделят кристални хидрати, които са кларати с приблизителен състав Cl 2 × 6H 2 O и Cl 2 × 8H 2 O.
Ориз. 1. Хлор в течно състояние. Външен вид.
Атомна и молекулна маса на хлора
Относителната атомна маса на даден елемент е съотношението на масата на атом на даден елемент към 1/12 от масата на въглероден атом. Относителната атомна маса е безразмерна и се обозначава с A r (индексът "r" е началната буква на английската дума relative, което означава "относителен"). Относителната атомна маса на атомния хлор е 35,457 amu.
Масите на молекулите, както и масите на атомите, се изразяват в единици за атомна маса. Молекулната маса на веществото е масата на молекулата, изразена в единици за атомна маса. Относителната молекулна маса на веществото е съотношението на масата на молекула на дадено вещество към 1/12 от масата на въглероден атом, чиято маса е 12 amu. Известно е, че молекулата на хлора е двуатомна - Cl 2. Относителното молекулно тегло на молекула хлор ще бъде равно на:
M r (Cl 2) = 35,457 × 2 ≈ 71.
Изотопи на хлора
Известно е, че в природата хлорът се среща под формата на два стабилни изотопа 35 Cl (75,78%) и 37 Cl (24,22%). Техните масови числа са съответно 35 и 37. Ядрото на атома на хлорния изотоп 35 Cl съдържа седемнадесет протона и осемнадесет неутрона, а изотопът 37 Cl съдържа същия брой протони и двадесет неутрона.
Съществуват изкуствени изотопи на хлора с масови числа от 35 до 43, сред които най-стабилен е 36 Cl с период на полуразпад 301 хиляди години.
Хлорни йони
Външното енергийно ниво на хлорния атом има седем електрона, които са валентни електрони:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
В резултат на химично взаимодействие хлорът може да загуби своите валентни електрони, т.е. бъде техен донор, и се превръщат в положително заредени йони или приемат електрони от друг атом, т.е. да бъде техен акцептор и да се превърне в отрицателно заредени йони:
Cl 0 -7e → Cl 7+ ;
Cl 0 -5e → Cl 5+;
Cl 0 -4e → Cl 4+ ;
Cl 0 -3e → Cl 3+;
Cl 0 -2e → Cl 2+;
Cl 0 -1e → Cl 1+ ;
Cl 0 +1e → Cl 1- .
Хлорна молекула и атом
Молекулата на хлора се състои от два атома - Cl 2. Ето някои свойства, характеризиращи атома и молекулата на хлора:
Примери за решаване на проблеми
ПРИМЕР 1
| Упражнение | Какъв обем хлор трябва да се вземе, за да реагира с 10 литра водород? Газовете са при същите условия. |
| Решение | Нека напишем уравнението за реакцията между хлор и водород: Cl2 + H2 = 2HC1. Нека изчислим количеството водородно вещество, което реагира: n (H 2) = V (H 2) / V m; n (H 2) = 10 / 22,4 = 0,45 mol. Съгласно уравнението, n (H 2) = n (Cl 2) = 0,45 mol. Тогава обемът на хлора, който реагира с водород, е равен на: |
Разглеждат се физичните свойства на хлора: плътността на хлора, неговата топлопроводимост, специфична топлина и динамичен вискозитет при различни температури. Физичните свойства на Cl 2 са представени под формата на таблици за течните, твърдите и газообразните състояния на този халоген.
Основни физични свойства на хлора
Хлорът е включен в група VII от третия период на периодичната таблица на елементите под номер 17. Той принадлежи към подгрупата на халогените, има относителна атомна и молекулна маса съответно 35,453 и 70,906. При температури над -30°C хлорът е зеленикаво-жълт газ с характерна силна, дразнеща миризма. Лесно се втечнява при нормално налягане (1,013·10 5 Pa), когато се охлади до -34°C, и образува бистра кехлибарена течност, която се втвърдява при -101°C.
Поради високата си химична активност свободният хлор не се среща в природата, а съществува само под формата на съединения. Намира се главно в минерала халит (), а също така е част от такива минерали като силвит (KCl), карналит (KCl MgCl 2 6H 2 O) и силвинит (KCl NaCl). Съдържанието на хлор в земната кора достига 0,02% от общия брой атоми на земната кора, където се намира под формата на два изотопа 35 Cl и 37 Cl в процентно съотношение 75,77% 35 Cl и 24,23% 37 Cl .
| Имот | Значение |
|---|---|
| Точка на топене, °C | -100,5 |
| Точка на кипене, °C | -30,04 |
| Критична температура, °C | 144 |
| Критично налягане, Pa | 77.1 10 5 |
| Критична плътност, kg/m3 | 573 |
| Плътност на газа (при 0°C и 1,013 10 5 Pa), kg/m 3 | 3,214 |
| Плътност на наситената пара (при 0°C и 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 12,08 |
| Плътност на течния хлор (при 0°C и 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 1468 |
| Плътност на течния хлор (при 15,6°C и 6,08 · 10 5 Pa), kg/m 3 | 1422 |
| Плътност на твърдия хлор (при -102°C), kg/m3 | 1900 |
| Относителна плътност на газ във въздуха (при 0°C и 1,013 10 5 Pa) | 2,482 |
| Относителна плътност на наситена пара във въздуха (при 0°C и 3,664 10 5 Pa) | 9,337 |
| Относителна плътност на течен хлор при 0°C (спрямо вода при 4°C) | 1,468 |
| Специфичен обем газ (при 0°C и 1,013 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,3116 |
| Специфичен обем наситена пара (при 0°C и 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,0828 |
| Специфичен обем течен хлор (при 0°C и 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,00068 |
| Налягане на хлорните пари при 0°C, Pa | 3,664 10 5 |
| Динамичен вискозитет на газ при 20°C, 10 -3 Pa s | 0,013 |
| Динамичен вискозитет на течен хлор при 20°C, 10 -3 Pa s | 0,345 |
| Топлина на топене на твърд хлор (при точка на топене), kJ/kg | 90,3 |
| Топлина на изпарение (при точка на кипене), kJ/kg | 288 |
| Топлина на сублимация (при точка на топене), kJ/mol | 29,16 |
| Моларен топлинен капацитет C p на газ (при -73…5727°C), J/(mol K) | 31,7…40,6 |
| Моларен топлинен капацитет C p на течен хлор (при -101…-34°C), J/(mol K) | 67,1…65,7 |
| Коефициент на топлопроводимост на газа при 0°C, W/(m K) | 0,008 |
| Коефициент на топлопроводимост на течен хлор при 30°C, W/(m K) | 0,62 |
| Газова енталпия, kJ/kg | 1,377 |
| Енталпия на наситена пара, kJ/kg | 1,306 |
| Енталпия на течен хлор, kJ/kg | 0,879 |
| Индекс на пречупване при 14°C | 1,367 |
| Специфична електропроводимост при -70°С, S/m | 10 -18 |
| Електронен афинитет, kJ/mol | 357 |
| Енергия на йонизация, kJ/mol | 1260 |
Плътност на хлора
При нормални условия хлорът е тежък газ с плътност приблизително 2,5 пъти по-висока. Плътност на газообразен и течен хлор при нормални условия (при 0°C) е равно съответно на 3,214 и 1468 kg/m3. Когато течният или газообразният хлор се нагрява, неговата плътност намалява поради увеличаване на обема поради топлинно разширение.
Плътност на хлорния газ
Таблицата показва плътността на хлора в газообразно състояние при различни температури (вариращи от -30 до 140°C) и нормално атмосферно налягане (1,013·10 5 Pa). Плътността на хлора се променя с температурата - намалява при нагряване. Например, при 20°C плътността на хлора е 2,985 kg/m3, а когато температурата на този газ се повиши до 100°C, стойността на плътността намалява до стойност от 2,328 kg/m 3.
| t, °С | ρ, kg/m3 | t, °С | ρ, kg/m3 |
|---|---|---|---|
| -30 | 3,722 | 60 | 2,616 |
| -20 | 3,502 | 70 | 2,538 |
| -10 | 3,347 | 80 | 2,464 |
| 0 | 3,214 | 90 | 2,394 |
| 10 | 3,095 | 100 | 2,328 |
| 20 | 2,985 | 110 | 2,266 |
| 30 | 2,884 | 120 | 2,207 |
| 40 | 2,789 | 130 | 2,15 |
| 50 | 2,7 | 140 | 2,097 |
С увеличаване на налягането плътността на хлора се увеличава. Таблиците по-долу показват плътността на газообразния хлор в температурния диапазон от -40 до 140°C и налягане от 26,6·10 5 до 213·10 5 Pa. С увеличаване на налягането плътността на хлора в газообразно състояние нараства пропорционално. Например, увеличаването на налягането на хлора от 53,2·10 5 до 106,4·10 5 Pa при температура 10°C води до двойно увеличаване на плътността на този газ.
| ↓ t, °С | P, kPa → | 26,6 | 53,2 | 79,8 | 101,3 |
|---|---|---|---|---|
| -40 | 0,9819 | 1,996 | — | — |
| -30 | 0,9402 | 1,896 | 2,885 | 3,722 |
| -20 | 0,9024 | 1,815 | 2,743 | 3,502 |
| -10 | 0,8678 | 1,743 | 2,629 | 3,347 |
| 0 | 0,8358 | 1,678 | 2,528 | 3,214 |
| 10 | 0,8061 | 1,618 | 2,435 | 3,095 |
| 20 | 0,7783 | 1,563 | 2,35 | 2,985 |
| 30 | 0,7524 | 1,509 | 2,271 | 2,884 |
| 40 | 0,7282 | 1,46 | 2,197 | 2,789 |
| 50 | 0,7055 | 1,415 | 2,127 | 2,7 |
| 60 | 0,6842 | 1,371 | 2,062 | 2,616 |
| 70 | 0,6641 | 1,331 | 2 | 2,538 |
| 80 | 0,6451 | 1,292 | 1,942 | 2,464 |
| 90 | 0,6272 | 1,256 | 1,888 | 2,394 |
| 100 | 0,6103 | 1,222 | 1,836 | 2,328 |
| 110 | 0,5943 | 1,19 | 1,787 | 2,266 |
| 120 | 0,579 | 1,159 | 1,741 | 2,207 |
| 130 | 0,5646 | 1,13 | 1,697 | 2,15 |
| 140 | 0,5508 | 1,102 | 1,655 | 2,097 |
| ↓ t, °С | P, kPa → | 133 | 160 | 186 | 213 |
|---|---|---|---|---|
| -20 | 4,695 | 5,768 | — | — |
| -10 | 4,446 | 5,389 | 6,366 | 7,389 |
| 0 | 4,255 | 5,138 | 6,036 | 6,954 |
| 10 | 4,092 | 4,933 | 5,783 | 6,645 |
| 20 | 3,945 | 4,751 | 5,565 | 6,385 |
| 30 | 3,809 | 4,585 | 5,367 | 6,154 |
| 40 | 3,682 | 4,431 | 5,184 | 5,942 |
| 50 | 3,563 | 4,287 | 5,014 | 5,745 |
| 60 | 3,452 | 4,151 | 4,855 | 5,561 |
| 70 | 3,347 | 4,025 | 4,705 | 5,388 |
| 80 | 3,248 | 3,905 | 4,564 | 5,225 |
| 90 | 3,156 | 3,793 | 4,432 | 5,073 |
| 100 | 3,068 | 3,687 | 4,307 | 4,929 |
| 110 | 2,985 | 3,587 | 4,189 | 4,793 |
| 120 | 2,907 | 3,492 | 4,078 | 4,665 |
| 130 | 2,832 | 3,397 | 3,972 | 4,543 |
| 140 | 2,761 | 3,319 | 3,87 | 4,426 |
Плътност на течния хлор
Течният хлор може да съществува в сравнително тесен температурен диапазон, чиито граници са от минус 100,5 до плюс 144 ° C (т.е. от точката на топене до критичната температура). Над температура от 144°C хлорът няма да премине в течно състояние при никакво налягане. Плътността на течния хлор в този температурен диапазон варира от 1717 до 573 kg/m3.
| t, °С | ρ, kg/m3 | t, °С | ρ, kg/m3 |
|---|---|---|---|
| -100 | 1717 | 30 | 1377 |
| -90 | 1694 | 40 | 1344 |
| -80 | 1673 | 50 | 1310 |
| -70 | 1646 | 60 | 1275 |
| -60 | 1622 | 70 | 1240 |
| -50 | 1598 | 80 | 1199 |
| -40 | 1574 | 90 | 1156 |
| -30 | 1550 | 100 | 1109 |
| -20 | 1524 | 110 | 1059 |
| -10 | 1496 | 120 | 998 |
| 0 | 1468 | 130 | 920 |
| 10 | 1438 | 140 | 750 |
| 20 | 1408 | 144 | 573 |
Специфичен топлинен капацитет на хлора
Специфичният топлинен капацитет на газообразния хлор C p в kJ/(kg K) в температурния диапазон от 0 до 1200°C и нормално атмосферно налягане може да се изчисли по формулата:
където Т е абсолютната температура на хлора в градуси Келвин.
Трябва да се отбележи, че при нормални условия специфичният топлинен капацитет на хлора е 471 J/(kg K) и се увеличава при нагряване. Увеличаването на топлинния капацитет при температури над 500 ° C става незначително, а при високи температури специфичната топлина на хлора остава практически непроменена.
Таблицата показва резултатите от изчисляването на специфичната топлина на хлора по горната формула (грешката в изчислението е около 1%).
| t, °С | C p , J/(kg K) | t, °С | C p , J/(kg K) |
|---|---|---|---|
| 0 | 471 | 250 | 506 |
| 10 | 474 | 300 | 508 |
| 20 | 477 | 350 | 510 |
| 30 | 480 | 400 | 511 |
| 40 | 482 | 450 | 512 |
| 50 | 485 | 500 | 513 |
| 60 | 487 | 550 | 514 |
| 70 | 488 | 600 | 514 |
| 80 | 490 | 650 | 515 |
| 90 | 492 | 700 | 515 |
| 100 | 493 | 750 | 515 |
| 110 | 494 | 800 | 516 |
| 120 | 496 | 850 | 516 |
| 130 | 497 | 900 | 516 |
| 140 | 498 | 950 | 516 |
| 150 | 499 | 1000 | 517 |
| 200 | 503 | 1100 | 517 |
При температури, близки до абсолютната нула, хлорът е в твърдо състояние и има нисък специфичен топлинен капацитет (19 J/(kg K)). С повишаване на температурата на твърдия Cl 2 неговият топлинен капацитет се увеличава и достига стойност от 720 J/(kg K) при минус 143°C.
Течният хлор има специфична топлинна мощност от 918...949 J/(kg K) в диапазона от 0 до -90 градуса по Целзий. Според таблицата може да се види, че специфичният топлинен капацитет на течния хлор е по-висок от този на газообразния хлор и намалява с повишаване на температурата.
Топлопроводимост на хлора
Таблицата показва стойностите на коефициентите на топлопроводимост на хлорния газ при нормално атмосферно налягане в температурния диапазон от -70 до 400°C.
Коефициентът на топлопроводимост на хлора при нормални условия е 0,0079 W/(m deg), което е 3 пъти по-малко, отколкото при същата температура и налягане. Нагряването на хлор води до увеличаване на неговата топлопроводимост. Така при температура от 100°C стойността на това физическо свойство на хлора нараства до 0,0114 W/(m deg).
| t, °С | λ, W/(m deg) | t, °С | λ, W/(m deg) |
|---|---|---|---|
| -70 | 0,0054 | 50 | 0,0096 |
| -60 | 0,0058 | 60 | 0,01 |
| -50 | 0,0062 | 70 | 0,0104 |
| -40 | 0,0065 | 80 | 0,0107 |
| -30 | 0,0068 | 90 | 0,0111 |
| -20 | 0,0072 | 100 | 0,0114 |
| -10 | 0,0076 | 150 | 0,0133 |
| 0 | 0,0079 | 200 | 0,0149 |
| 10 | 0,0082 | 250 | 0,0165 |
| 20 | 0,0086 | 300 | 0,018 |
| 30 | 0,009 | 350 | 0,0195 |
| 40 | 0,0093 | 400 | 0,0207 |
Хлорен вискозитет
Коефициентът на динамичен вискозитет на газообразния хлор в температурния диапазон 20...500°C може да се изчисли приблизително по формулата:
където η T е коефициентът на динамичен вискозитет на хлора при дадена температура T, K;
η T 0 - коефициент на динамичен вискозитет на хлор при температура T 0 = 273 K (при нормални условия);
C е константата на Sutherland (за хлор C = 351).
При нормални условия динамичният вискозитет на хлора е 0,0123·10 -3 Pa·s. При нагряване физическото свойство на хлора, като вискозитет, придобива по-високи стойности.
Течният хлор има вискозитет с порядък по-висок от газообразния хлор. Например при температура 20°C динамичният вискозитет на течния хлор има стойност 0,345·10 -3 Pa·s и намалява с повишаване на температурата.
източници:
- Барков С. А. Халогени и манганова подгрупа. Елементи от група VII на периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Наръчник за ученици. М .: Образование, 1976 - 112 с.
- Таблици на физическите величини. Справочник. Изд. акад. И. К. Кикойна. М .: Атомиздат, 1976 - 1008 с.
- Якименко Л. М., Пасманик М. И. Наръчник за производство на хлор, сода каустик и основни хлорни продукти. Изд. 2-ро, пер. и др., М.: Химия, 1976 - 440 с.
През 1774 г. Карл Шееле, химик от Швеция, за първи път получава хлор, но се смята, че това не е отделен елемент, а вид солна киселина (калоризатор). Елементарният хлор е получен в началото на 19 век от Г. Дейви, който разлага готварската сол на хлор и натрий чрез електролиза.
Хлорът (от гръцки χλωρός - зелен) е елемент от XVII група на периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев, има атомен номер 17 и атомна маса 35,452. Приетото обозначение Cl (от лат Хлор).
Да бъдеш сред природата
Хлорът е най-разпространеният халоген в земната кора, най-често под формата на два изотопа. Поради химическата активност се среща само под формата на съединения на много минерали.
Хлорът е отровен жълто-зелен газ, който има силна, неприятна миризма и сладникав вкус. Беше предложено да се нарече хлор след откриването му халоген, той е включен в едноименната група като един от най-химически активните неметали.
Дневна нужда от хлор
Обикновено здрав възрастен трябва да получава 4-6 g хлор на ден, нуждата от него се увеличава при активна физическа активност или горещо време (с повишено изпотяване). Обикновено тялото получава дневните си нужди от храна с балансирана диета.
Основният доставчик на хлор за тялото е готварската сол - особено ако не е термично обработена, затова е по-добре да солите готовите ястия. Също така съдържат хлор, морски дарове, месо и, и,.
Взаимодействие с другите
Киселинно-алкалният и водният баланс на тялото се регулират от хлора.
Признаци на липса на хлор
Недостигът на хлор се причинява от процеси, които водят до дехидратация на организма - обилно изпотяване в жегата или при физическо натоварване, повръщане, диария и някои заболявания на отделителната система. Признаците за недостиг на хлор са летаргия и сънливост, мускулна слабост, явна сухота в устата, загуба на вкус и липса на апетит.
Признаци на излишък от хлор
Признаци за излишък на хлор в организма са: повишено кръвно налягане, суха кашлица, болка в главата и гърдите, болка в очите, сълзене, нарушения на стомашно-чревния тракт. По правило излишъкът от хлор може да бъде причинен от пиенето на обикновена чешмяна вода, която е подложена на процес на дезинфекция с хлор и се среща при работници в отрасли, които са пряко свързани с употребата на хлор.
Хлор в човешкото тяло:
- регулира водния и киселинно-алкалния баланс,
- премахва течности и соли от тялото чрез процеса на осморегулация,
- стимулира нормалното храносмилане,
- нормализира състоянието на червените кръвни клетки,
- почиства черния дроб от мазнини.
Основната употреба на хлор е в химическата промишленост, където се използва за производство на поливинилхлорид, полистиролова пяна, опаковъчни материали, както и химически бойни агенти и растителни торове. Дезинфекцията на питейната вода с хлор е практически единственият достъпен метод за пречистване на водата.
хлор(лат. chlorum), cl, химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 17, атомна маса 35.453; принадлежи на семейството халогени.При нормални условия (0°C, 0,1 Mn/m 2или 1 kgf/cm 2) жълто-зелен газ с остър дразнещ мирис. Естественият хром се състои от два стабилни изотопа: 35 cl (75,77%) и 37 cl (24,23%). Радиоактивни изотопи с масови числа 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периоди на полуразпад ( т 1/2) съответно 0,31; 2,5; 1.56 сек; 3 , 1 ? 10 5 години; 37.3, 55.5 и 1.4 мин. 36 cl и 38 cl се използват като изотопни индикатори.
Историческа справка. X. е получен за първи път през 1774 г. К. Шеелевзаимодействие на солна киселина с пиролузит mno 2. Въпреки това едва през 1810г Дейвиустановил, че хлорът е елемент и го нарекъл хлор (от гръцки хлоро s - жълто-зелен). През 1813 г. J.L. Гей Лусакпредложи името X за този елемент.
Разпространение в природата. Хромът се среща в природата само под формата на съединения. Средното съдържание на хром в земната кора (кларк) е 1,7? 10 -2% от теглото, в кисели магмени скали - гранити и др. 2,4 ? 10 -2 , в основен и ултраосновен 5 ? 10 -3. Водната миграция играе основна роля в историята на химията на земната кора. Намира се под формата на cl йон в Световния океан (1,93%), подземни саламури и солени езера. Брой собствени минерали (главно естествени хлориди) 97, главният е халите наци . Известни са също големи находища на калиеви и магнезиеви хлориди и смесени хлориди: Силвин kcl, силвинит(на, к)ци, карналит kci? mgcl 2? 6h 2 o, Каинит kci? mgso 4? 3h 2 o, бишофит mgci 2 ? 6 ч. 2 ч. В историята на Земята доставката на hcl, съдържащ се във вулканичните газове, в горните части на земната кора е от голямо значение.
Физични и химични свойства. Х. има T kip -34.05°С, т нл - 101°C. Плътността на газообразния хром при нормални условия е 3,214 g/l; наситена пара при 0°C 12.21 g/l; течен хлор при точка на кипене 1,557 g/cm 3 ; твърд химикал при - 102°c 1.9 g/cm 3 . Налягането на наситените пари на химикалите при 0°C е 0,369; при 25°c 0,772; при 100°c 3,814 Mn/m 2или съответно 3,69; 7,72; 38.14 kgf/cm 2 . Топлина на топене 90.3 kJ/kg (21,5 кал/g); топлина на изпарение 288 kJ/kg (68,8 кал/g); топлинен капацитет на газ при постоянно налягане 0,48 kJ/(килограма? ДА СЕ) . Критични константи на химикали: температура 144°c, налягане 7,72 Mn/m 2 (77,2 kgf/cm 2) , плътност 573 g/l, специфичен обем 1.745? 10 -3 l/g. Разтворимост (в g/l) X. при парциално налягане 0,1 Mn/m 2 , или 1 kgf/cm 2 , във вода 14,8 (0°С), 5,8 (30°с), 2,8 (70°с); в разтвор 300 g/l naci 1,42 (30°с), 0,64 (70°с). Под 9,6°C, хлор хидрати с променлив състав cl ? н h 2 o (където n = 6 ? 8); Това са жълти кубични кристали, които се разлагат на химикали и вода, когато температурата се повиши. Хромът се разтваря добре в ticl 4, sic1 4, sncl 4 и някои органични разтворители (особено в хексан c 6 h 14 и въглероден тетрахлорид ccl 4). Молекулата X. е двуатомна (cl 2). Степен на термична дисоциация cl 2 + 243 kj u 2cl при 1000 K е равно на 2,07? 10 -40%, при 2500 K 0,909%. Външна електронна конфигурация на cl 3 атома с 2 3 стр 5 . В съответствие с това хромът в съединенията проявява степени на окисление -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома е 0,99 å, йонният радиус cl е 1,82 å, афинитетът към електрона на X атома е 3,65 ev,йонизационна енергия 12,97 ев.
Химически хромът е много активен; той се свързва директно с почти всички метали (с някои само в присъствието на влага или при нагряване) и с неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове), образувайки съответните хлориди,реагира с много съединения, замества водорода в наситени въглеводороди и добавя към ненаситени съединения. Хромът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали; От съединенията на хрома с тези елементи той се заменя с флуор. Алкалните метали, в присъствието на следи от влага, реагират с химикали със запалване; повечето метали реагират със сухи химикали само при нагряване. Стоманата, както и някои метали, са устойчиви в суха химическа атмосфера при ниски температури, така че се използват за производство на оборудване и съоръжения за съхранение на сухи химикали.Фосфорът се възпламенява в химическа атмосфера, образувайки pcl 3 и с по-нататъшно хлориране - pcl 5; сярата с хром при нагряване дава s 2 cl 2, scl 2 и т.н. s нкл м. Арсен, антимон, бисмут, стронций и телур енергично взаимодействат с хлора. Смес от хлор с водород гори с безцветен или жълто-зелен пламък, образувайки хлороводород(това е верижна реакция)
Максималната температура на водородно-хлорния пламък е 2200°c. Смесите на хлор с водород, съдържащи от 5,8 до 88,5% h 2, са експлозивни.
С кислорода хромът образува оксиди: cl 2 o, clo 2, cl 2 o 6, cl 2 o 7, cl 2 o 8 , както и хипохлорити (соли хипохлорна киселина) , хлорити, хлоратии перхлорати. Всички кислородни съединения на хлора образуват експлозивни смеси с лесно окисляеми вещества. Хромните оксиди са слабо стабилни и могат да експлодират спонтанно; хипохлоритите бавно се разлагат по време на съхранение; хлоратите и перхлоратите могат да експлодират под въздействието на инициатори.
Хромът се хидролизира във вода, образувайки хипохлорна и солна киселина: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. Когато водните разтвори на алкали се хлорират на студено, се образуват хипохлорити и хлориди: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, а при нагряване се образуват хлорати. Получава се хлориране на сух калциев хидроксид белина.
Когато амонякът реагира с химикали, се образува азотен трихлорид . При хлориране на органични съединения хромът или замества водорода: r-h + ci 2 = rcl + hci, или свързва множество връзки, за да образува различни хлорсъдържащи органични съединения .
X. образува с други халогени интерхалогенни съединения.Флуоридите clf, clf 3, clf 5 са много реактивни; Например в атмосфера clp 3 стъклената вата се запалва спонтанно. Известни съединения на хлор с кислород и флуор са X. оксифлуориди: clo 3 f, clo 2 f 3, clof, clof 3 и флуорен перхлорат fclo 4.
Касова бележка. Хромът започва да се произвежда промишлено през 1785 г. чрез взаимодействие на солна киселина с манганов диоксид или пиролузит. През 1867 г. английският химик G. Deacon разработи метод за получаване на хром чрез окисляване на hcl с атмосферен кислород в присъствието на катализатор. От края на 19 до началото на 20 век. Хромът се получава чрез електролиза на водни разтвори на хлориди на алкални метали. С помощта на тези методи през 70-те години. 20-ти век 90-95% от химикалите се произвеждат в света. Малки количества хром се получават като страничен продукт при производството на магнезий, калций, натрий и литий чрез електролиза на разтопени хлориди. През 1975 г. световното производство на химикали е около 25 милиона. T.Използват се два основни метода за електролиза на водни разтвори на naci: 1) в електролизари с твърд катод и пореста филтърна диафрагма; 2) в електролизатори с живачен катод. И при двата метода при графитен или оксиден титаново-рутениев анод се отделя газообразен X. При първия метод при катода се отделя водород и се образува разтвор от naoh и nacl, от който търговската сода каустик се отделя чрез последващи обработка. Според втория метод на катода се образува натриева амалгама, при разлагането й с чиста вода в отделен апарат се получава разтвор от наох, водород и чист живак, който отново влиза в производството. И двата метода дават 1 T X. 1.125 Tнаох.
Електролизата с диафрагма изисква по-малко капиталови инвестиции за организиране на химическо производство и произвежда по-евтин наох. Методът с живачен катод произвежда много чист нао, но загубата на живак замърсява околната среда. През 1970 г. 62,2% от световната химическа продукция е произведена по метода с живачен катод, 33,6% с твърд катод и 4,2% по други методи. След 1970 г. започва да се използва електролиза с твърд катод и йонообменна мембрана, което прави възможно получаването на чист наох без използването на живак.
Приложение. Един от важните отрасли на химическата промишленост е хлорната промишленост. Основните количества хлор се преработват на мястото на неговото производство в хлорсъдържащи съединения. Хромът се съхранява и транспортира в течна форма в цилиндри, варели и железопътни линии. резервоари или в специално оборудвани съдове. Индустриалните страни се характеризират със следното приблизително потребление на химикали: за производство на хлорсъдържащи органични съединения - 60-75%; неорганични съединения, съдържащи химикали - 10-20%; за избелване на целулоза и тъкани - 5-15%; за санитарни нужди и хлориране на водата - 2-6% от общото производство.
Хромът се използва и за хлориране на някои руди с цел извличане на титан, ниобий, цирконий и др.
Л. М. Якименко.
X. в тялото. H. - един от биогенни елементи,постоянен компонент на растителни и животински тъкани. Съдържанието на гл. в растенията (много гл. в халофити) - от хилядни от процента до цели проценти, при животните - десети и стотни от процента. Дневната нужда на възрастен от H. (2-4 Ж) се покрива от хранителни продукти. Хромът обикновено се доставя с храната в излишък под формата на натриев хлорид и калиев хлорид. Хлябът, месото и млечните продукти са особено богати на X. В животинския организъм хромът е основното осмотично активно вещество в кръвната плазма, лимфата, цереброспиналната течност и някои тъкани. Играе роля в водно-солевия метаболизъм,насърчаване на задържането на вода в тъканите. Регулирането на киселинно-алкалния баланс в тъканите се осъществява заедно с други процеси чрез промяна на разпределението на химикалите между кръвта и другите тъкани. X. участва в енергийния метаболизъм в растенията, като активира и двете окислително фосфорилиране,и фотофосфорилиране. X. има положителен ефект върху усвояването на кислород от корените. Хромът е необходим за образуването на кислород по време на фотосинтезата в изолиран вид хлоропласти.Хромът не е включен в повечето хранителни среди за изкуствено отглеждане на растения. Възможно е много ниски концентрации на X да са достатъчни за развитието на растенията.
М. Я. Школник.
Отравяне X . възможно в химическата, целулозно-хартиената, текстилната, фармацевтичната промишленост и др. X. дразни лигавиците на очите и дихателните пътища. Първичните възпалителни промени обикновено са придружени от вторична инфекция. Острото отравяне се развива почти веднага. При вдишване на средни и ниски концентрации на хром се отбелязват стягане и болка в гърдите, суха кашлица, учестено дишане, болка в очите, сълзене, повишени нива на левкоцити в кръвта, повишена телесна температура и др. Възможни са бронхопневмония, токсичен белодробен оток, депресивни състояния, конвулсии. При леки случаи възстановяването настъпва в рамките на 3-7 дниКато дългосрочни последици се наблюдават катари на горните дихателни пътища, рецидивиращи бронхити, пневмосклероза и др.; възможно активиране на белодробна туберкулоза. При продължително вдишване на малки концентрации на хром се наблюдават подобни, но бавно развиващи се форми на заболяването. Предотвратяване на отравяне: запечатване на производственото оборудване, ефективна вентилация, използване на противогаз, ако е необходимо. Максимално допустима концентрация на химикали във въздуха на промишлени помещения 1 mg/m 3 . Производството на химикали, белина и други хлорсъдържащи съединения се класифицира като производство с опасни условия на труд, където съгласно Sov. Законодателството ограничава използването на труда на жени и непълнолетни.
А. А. Каспаров.
Лит.:Якименко Л. М., Производство на хлор, сода каустик и продукти от неорганичен хлор, М., 1974; Некрасов B.V., Основи на общата химия, 3 изд., [том] 1, М., 1973; Вредни вещества в промишлеността, изд. Н. В. Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; цялостна неорганична химия, изд. й. ° С. баилар, v. 1-5, oxf. - , 1973.
изтегляне на резюме
Хлорът е получен за първи път през 1772 г. от Шееле, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в своя трактат за пиролузит: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отбелязва миризмата на хлор, подобна на тази на царската вода, способността му да реагира със злато и цинобър и избелващите му свойства. Въпреки това, Шееле, в съответствие с теорията за флогистона, която беше доминираща в химията по това време, предположи, че хлорът е дефлогистицирана солна киселина, тоест оксидът на солната киселина.
Бертоле и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурия, но опитите за изолирането му остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи готварската сол на натрий и хлор чрез електролиза.
Името на елемента идва от гръцки clwroz- "зелено".
Да бъдеш сред природата, получаваш:
Естественият хлор е смес от два изотопа 35 Cl и 37 Cl. В земната кора хлорът е най-често срещаният халоген. Тъй като хлорът е много активен, в природата той се среща само под формата на съединения в минералите: халит NaCl, силвит KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H 2 O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 · 3H 2 O. Най-големите запаси от хлор се съдържат в солите на водите на моретата и океаните.
В индустриален мащаб хлорът се произвежда заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на готварска сол:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
За възстановяване на хлор от хлороводород, който е страничен продукт по време на промишленото хлориране на органични съединения, се използва процесът Deacon (каталитично окисляване на хлороводород с атмосферен кислород):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
Процесите, които обикновено се използват в лабораториите, се основават на окисляването на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Физични свойства:
При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ със задушлива миризма. Хлорът е забележимо разтворим във вода ("хлорна вода"). При 20°C 2,3 обема хлор се разтварят в един обем вода. Точка на кипене = -34°C; точка на топене = -101°C, плътност (газ, n.s.) = 3.214 g/l.
Химични свойства:
Хлорът е много активен - директно се свързва с почти всички елементи от периодичната таблица, метали и неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове). Хлорът е много силен окислител, измества по-малко активните неметали (бром, йод) от техните съединения с водород и метали:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
Когато се разтвори във вода или основи, хлорът дисмутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване перхлорна) и солна киселина или техни соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
Хлорът взаимодейства с много органични съединения, влизайки в реакции на заместване или добавяне:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH2 =CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлорът има седем степени на окисление: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Най-важните връзки:
Хлороводород HCl- безцветен газ, който дими във въздуха поради образуването на капчици мъгла с водни пари. Има остра миризма и силно дразни дихателните пътища. Съдържа се във вулканични газове и води, в стомашния сок. Химичните свойства зависят от това в какво състояние се намира (може да бъде в газообразно, течно или разтворено състояние). Разтворът на HCl се нарича солна киселина. Тя е силна киселина и измества по-слабите киселини от техните соли. соли - хлориди- твърди кристални вещества с високи точки на топене.
Ковалентни хлориди- съединения на хлора с неметали, газове, течности или топими твърди вещества, които имат характерни киселинни свойства, обикновено лесно се хидролизират от вода до образуване на солна киселина:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Хлорен (I) оксид Cl 2 O., газ с кафяво-жълт цвят с остра миризма. Засяга дихателните органи. Лесно се разтваря във вода, образувайки хипохлорна киселина.
Хипохлорна киселина HClO. Съществува само в разтвори. Това е слаба и нестабилна киселина. Лесно се разлага на солна киселина и кислород. Силен окислител. Образува се при разтваряне на хлор във вода. соли - хипохлорити, ниска стабилност (NaClO*H 2 O се разлага експлозивно при 70 °C), силни окислители. Широко използван за избелване и дезинфекция избелващ прах, смесена сол Ca(Cl)OCl
Хлориста киселина HClO 2, в свободна форма е нестабилен, дори в разреден воден разтвор бързо се разлага. Киселина със средна сила, соли - хлорити, като правило, са безцветни и силно разтворими във вода. За разлика от хипохлоритите, хлоритите проявяват изразени окислителни свойства само в кисела среда. Най-голямото приложение (за избелване на тъкани и хартиена маса) е натриевият хлорит NaClO 2.
Хлорен (IV) оксид ClO 2, е зеленикаво-жълт газ с неприятна (остра) миризма, ...
Хлорна киселина, HClO 3 - в свободната си форма е нестабилен: диспропорционира се на ClO 2 и HClO 4. соли - хлорати; От тях най-важни са натриевият, калиевият, калциевият и магнезиевият хлорати. Те са силни окислители и са експлозивни, когато се смесят с редуциращи агенти. калиев хлорат ( Бертолетова сол) - KClO 3, се използва за производство на кислород в лабораторията, но поради високата му опасност вече не се използва. Разтворите на калиев хлорат се използват като слаб антисептик и външна лекарствена гаргара.
Перхлорна киселина HClO 4, във водни разтвори перхлорната киселина е най-стабилната от всички кислородсъдържащи хлорни киселини. Безводната перхлорна киселина, която се получава с помощта на концентрирана сярна киселина от 72% HClO4, не е много стабилна. Това е най-силната монопротонова киселина (във воден разтвор). соли - перхлорати, се използват като окислители (ракетни двигатели с твърдо гориво).
Приложение:
Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:
- При производството на поливинилхлорид, пластмаси, синтетичен каучук;
- За избелване на тъкани и хартия;
- Производство на хлорорганични инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но са безопасни за растенията;
- За дезинфекция на вода – “хлориране”;
- Регистрирана в хранително-вкусовата промишленост като хранителна добавка Е925;
- В химическото производство на солна киселина, белина, бертолетова сол, метални хлориди, отрови, лекарства, торове;
- В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.
Биологична роля и токсичност:
Хлорът е един от най-важните биогенни елементи и е част от всички живи организми. При животните и хората хлорните йони участват в поддържането на осмотичния баланс, като хлоридният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Хлорните йони са жизненоважни за растенията, участват в енергийния метаболизъм в растенията, активирайки окислителното фосфорилиране.
Хлорът под формата на просто вещество е отровен, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан и задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха около 0,006 mg/l (т.е. два пъти над прага за усещане на миризмата на хлор). Хлорът е един от първите химически агенти, използвани от Германия през Първата световна война.
Короткова Ю., Швецова И.
HF Тюменски държавен университет, 571 група.
Източници: Уикипедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Уебсайт на Руския химико-технически университет на името на. Д. И. Менделеев:
Зареждане...