DEFINIȚIE
Clor- al șaptesprezecelea element al Tabelului Periodic. Denumire - Cl din latinescul „chlorum”. Situat în a treia perioadă, grupa VIIA. Se referă la nemetale. Sarcina nucleară este 17.
Cel mai important compus natural de clor este clorura de sodiu (sare de masă) NaCl. Masa principală de clorură de sodiu se găsește în apa mărilor și oceanelor. Apele multor lacuri conțin și cantități semnificative de NaCl. De asemenea, se găsește în formă solidă, formând pe alocuri în scoarța terestră straturi groase de așa-numita sare gemă. Alți compuși ai clorului sunt, de asemenea, comuni în natură, de exemplu clorura de potasiu sub formă de minerale carnalit KCl × MgCl 2 × 6H 2 O și silvita KCl.
În condiții normale, clorul este un gaz galben-verde (Fig. 1), care este foarte solubil în apă. Când se răcesc, hidrații cristalini sunt eliberați din soluțiile apoase, care sunt clarate cu compoziția aproximativă Cl 2 × 6H 2 O și Cl 2 × 8H 2 O.
Orez. 1. Clorul în stare lichidă. Aspect.
Masa atomică și moleculară a clorului
Masa atomică relativă a unui element este raportul dintre masa unui atom al unui element dat și 1/12 din masa unui atom de carbon. Masa atomică relativă este adimensională și este notată cu A r (indicele „r” este litera inițială a cuvântului englez relative, care înseamnă „relativ”). Masa atomică relativă a clorului atomic este de 35,457 amu.
Masele moleculelor, precum și masele atomilor, sunt exprimate în unități de masă atomică. Masa moleculară a unei substanțe este masa unei molecule, exprimată în unități de masă atomică. Masa moleculară relativă a unei substanțe este raportul dintre masa unei molecule a unei substanțe date și 1/12 din masa unui atom de carbon, a cărui masă este de 12 amu. Se știe că molecula de clor este diatomică - Cl 2. Greutatea moleculară relativă a unei molecule de clor va fi egală cu:
M r (Cl 2) = 35,457 × 2 ≈ 71.
Izotopi ai clorului
Se știe că în natură clorul poate fi găsit sub formă de doi izotopi stabili 35 Cl (75,78%) și 37 Cl (24,22%). Numerele lor de masă sunt 35 și, respectiv, 37. Nucleul unui atom al izotopului de clor 35 Cl conține șaptesprezece protoni și optsprezece neutroni, iar izotopul 37 Cl conține același număr de protoni și douăzeci de neutroni.
Există izotopi artificiali ai clorului cu numere de masă de la 35 la 43, dintre care cel mai stabil este 36 Cl cu un timp de înjumătățire de 301 mii de ani.
Ioni de clor
Nivelul de energie exterior al atomului de clor are șapte electroni, care sunt electroni de valență:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
Ca urmare a interacțiunii chimice, clorul își poate pierde electronii de valență, adică. fi donatorul lor și se transformă în ioni încărcați pozitiv sau acceptă electroni de la un alt atom, adică să fie acceptorul lor și să se transforme în ioni încărcați negativ:
CI0-7e → CI7+;
CI0-5e → CI5+;
CI0-4e → CI4+;
CI0-3e → CI3+;
CI0-2e → CI2+;
CI0-1e → CI1+;
Cl 0 +1e → Cl 1- .
Moleculă și atom de clor
Molecula de clor este formată din doi atomi - Cl 2. Iată câteva proprietăți care caracterizează atomul și molecula de clor:
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercițiu | Ce volum de clor trebuie luat pentru a reacționa cu 10 litri de hidrogen? Gazele sunt în aceleași condiții. |
| Soluţie | Să scriem ecuația pentru reacția dintre clor și hidrogen: CI2 + H2 = 2HCI. Să calculăm cantitatea de substanță hidrogen care a reacționat: n (H2) = V (H2)/Vm; n (H2) = 10/22,4 = 0,45 mol. Conform ecuației, n (H 2 ) = n (Cl 2) = 0,45 mol. Apoi, volumul de clor care a reacționat cu hidrogenul este egal cu: |
Proprietățile fizice ale clorului sunt luate în considerare: densitatea clorului, conductivitatea termică a acestuia, căldura specifică și vâscozitatea dinamică la diferite temperaturi. Proprietățile fizice ale Cl 2 sunt prezentate sub formă de tabele pentru stările lichide, solide și gazoase ale acestui halogen.
Proprietățile fizice de bază ale clorului
Clorul este inclus în grupa VII a perioadei a treia a tabelului periodic al elementelor la numărul 17. Aparține subgrupului de halogeni, are mase atomice și moleculare relative de 35,453 și, respectiv, 70,906. La temperaturi peste -30°C, clorul este un gaz galben-verzui cu un miros caracteristic puternic, iritant. Se lichefiază ușor la presiune normală (1,013·10 5 Pa) când este răcit la -34°C și formează un lichid limpede de culoare chihlimbar care se solidifică la -101°C.
Datorită activității sale chimice ridicate, clorul liber nu apare în natură, ci există doar sub formă de compuși. Se găsește în principal în mineralul halit () și face parte, de asemenea, din minerale precum silvita (KCl), carnalita (KCl MgCl 2 6H 2 O) și silvinita (KCl NaCl). Conținutul de clor din scoarța terestră se apropie de 0,02% din numărul total de atomi ai scoarței terestre, unde se găsește sub formă de doi izotopi 35 Cl și 37 Cl într-un raport procentual de 75,77% 35 Cl și 24,23% 37 Cl. .
| Proprietate | Sens |
|---|---|
| Punct de topire, °C | -100,5 |
| Punct de fierbere, °C | -30,04 |
| Temperatura critică, °C | 144 |
| Presiune critică, Pa | 77,1 10 5 |
| Densitatea critică, kg/m 3 | 573 |
| Densitatea gazului (la 0°C și 1,013 10 5 Pa), kg/m 3 | 3,214 |
| Densitatea aburului saturat (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 12,08 |
| Densitatea clorului lichid (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 1468 |
| Densitatea clorului lichid (la 15,6°C și 6,08 10 5 Pa), kg/m 3 | 1422 |
| Densitatea clorului solid (la -102°C), kg/m 3 | 1900 |
| Densitatea relativă a gazului în aer (la 0°C și 1,013 10 5 Pa) | 2,482 |
| Densitatea relativă a aburului saturat în aer (la 0°C și 3,664 10 5 Pa) | 9,337 |
| Densitatea relativă a clorului lichid la 0°C (față de apa la 4°C) | 1,468 |
| Volumul specific de gaz (la 0°C și 1,013 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,3116 |
| Volumul specific de abur saturat (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,0828 |
| Volumul specific de clor lichid (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,00068 |
| Presiunea vaporilor de clor la 0°C, Pa | 3.664 10 5 |
| Vâscozitatea dinamică a gazului la 20°C, 10 -3 Pa s | 0,013 |
| Vâscozitatea dinamică a clorului lichid la 20°C, 10 -3 Pa s | 0,345 |
| Căldura de fuziune a clorului solid (la punctul de topire), kJ/kg | 90,3 |
| Căldura de vaporizare (la punctul de fierbere), kJ/kg | 288 |
| Căldura de sublimare (la punctul de topire), kJ/mol | 29,16 |
| Capacitatea termică molară C p a gazului (la -73…5727°C), J/(mol K) | 31,7…40,6 |
| Capacitatea termică molară C p a clorului lichid (la -101…-34°C), J/(mol K) | 67,1…65,7 |
| Coeficientul de conductivitate termică a gazului la 0°C, W/(m K) | 0,008 |
| Coeficientul de conductivitate termică a clorului lichid la 30°C, W/(m K) | 0,62 |
| Entalpia gazului, kJ/kg | 1,377 |
| Entalpia aburului saturat, kJ/kg | 1,306 |
| Entalpia clorului lichid, kJ/kg | 0,879 |
| Indice de refracție la 14°C | 1,367 |
| Conductivitate electrică specifică la -70°С, S/m | 10 -18 |
| Afinitatea electronică, kJ/mol | 357 |
| Energia de ionizare, kJ/mol | 1260 |
Densitatea clorului
În condiții normale, clorul este un gaz greu cu o densitate de aproximativ 2,5 ori mai mare. Densitatea clorului gazos și lichid în condiții normale (la 0°C) este egală cu 3,214 și, respectiv, 1468 kg/m3. Când clorul lichid sau gazos este încălzit, densitatea acestuia scade din cauza creșterii volumului datorită dilatației termice.
Densitatea clorului gazos
Tabelul arată densitatea clorului în stare gazoasă la diferite temperaturi (între -30 și 140°C) și presiunea atmosferică normală (1,013·10 5 Pa). Densitatea clorului se modifică cu temperatura - scade la încălzire. De exemplu, la 20°C densitatea clorului este de 2,985 kg/m3, iar când temperatura acestui gaz crește la 100°C, valoarea densității scade la o valoare de 2,328 kg/m 3.
| t, °С | ρ, kg/m 3 | t, °С | ρ, kg/m 3 |
|---|---|---|---|
| -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 |
Pe măsură ce presiunea crește, densitatea clorului crește. Tabelele de mai jos arată densitatea clorului gazos în intervalul de temperatură de la -40 la 140°C și presiunea de la 26,6·105 la 213·105 Pa. Odată cu creșterea presiunii, densitatea clorului în stare gazoasă crește proporțional. De exemplu, o creștere a presiunii clorului de la 53,2·10 5 la 106,4·10 5 Pa la o temperatură de 10°C duce la o creștere de două ori a densității acestui gaz.
| ↓ 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 |
Densitatea clorului lichid
Clorul lichid poate exista într-un interval de temperatură relativ îngust, ale cărui limite sunt de la minus 100,5 la plus 144 ° C (adică de la punctul de topire la temperatura critică). Peste o temperatură de 144°C, clorul nu se va transforma în stare lichidă sub nicio presiune. Densitatea clorului lichid în acest interval de temperatură variază de la 1717 la 573 kg/m3.
| t, °С | ρ, kg/m 3 | t, °С | ρ, kg/m 3 |
|---|---|---|---|
| -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 |
Capacitatea termică specifică a clorului
Capacitatea termică specifică a clorului gazos C p în kJ/(kg K) în intervalul de temperatură de la 0 la 1200°C și presiunea atmosferică normală poate fi calculată folosind formula:
unde T este temperatura absolută a clorului în grade Kelvin.
Trebuie remarcat faptul că în condiții normale capacitatea termică specifică a clorului este de 471 J/(kg K) și crește la încălzire. Creșterea capacității termice la temperaturi peste 500°C devine nesemnificativă, iar la temperaturi ridicate căldura specifică a clorului rămâne practic neschimbată.
Tabelul arată rezultatele calculării căldurii specifice a clorului folosind formula de mai sus (eroarea de calcul este de aproximativ 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 |
La temperaturi apropiate de zero absolut, clorul este în stare solidă și are o capacitate termică specifică scăzută (19 J/(kg K)). Pe măsură ce temperatura Cl 2 solidă crește, capacitatea acestuia de căldură crește și atinge o valoare de 720 J/(kg K) la minus 143°C.
Clorul lichid are o capacitate termică specifică de 918...949 J/(kg K) în intervalul de la 0 la -90 grade Celsius. Tabelul arată că capacitatea termică specifică a clorului lichid este mai mare decât cea a clorului gazos și scade odată cu creșterea temperaturii.
Conductibilitatea termică a clorului
Tabelul prezintă valorile coeficienților de conductivitate termică a clorului gazos la presiunea atmosferică normală în intervalul de temperatură de la -70 la 400°C.
Coeficientul de conductivitate termică al clorului în condiții normale este de 0,0079 W/(m deg), care este de 3 ori mai mic decât la aceeași temperatură și presiune. Încălzirea clorului duce la o creștere a conductibilității sale termice. Astfel, la o temperatură de 100°C, valoarea acestei proprietăți fizice a clorului crește la 0,0114 W/(m grad).
| t, °С | λ, W/(m grade) | t, °С | λ, W/(m grade) |
|---|---|---|---|
| -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 |
Vâscozitatea clorului
Coeficientul de vâscozitate dinamică a clorului gazos în intervalul de temperatură 20...500°C poate fi calculat aproximativ folosind formula:
unde η T este coeficientul de vâscozitate dinamică a clorului la o temperatură dată T, K;
η T 0 - coeficientul de vâscozitate dinamică a clorului la temperatura T 0 = 273 K (în condiții normale);
C este constanta Sutherland (pentru clor C = 351).
În condiții normale, vâscozitatea dinamică a clorului este de 0,0123·10 -3 Pa·s. Când este încălzit, proprietatea fizică a clorului, cum ar fi vâscozitatea, capătă valori mai mari.
Clorul lichid are o viscozitate cu un ordin de mărime mai mare decât clorul gazos. De exemplu, la o temperatură de 20°C, vâscozitatea dinamică a clorului lichid are o valoare de 0,345·10 -3 Pa·s și scade odată cu creșterea temperaturii.
Surse:
- Barkov S. A. Halogeni și subgrupul de mangan. Elemente din grupa VII a tabelului periodic al lui D. I. Mendeleev. Un manual pentru elevi. M.: Educație, 1976 - 112 p.
- Tabele de mărimi fizice. Director. Ed. acad. I. K. Kikoina. M.: Atomizdat, 1976 - 1008 p.
- Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Manual pentru producția de clor, sodă caustică și produse cu clor de bază. Ed. al 2-lea, per. şi alţii.M.: Chimie, 1976 - 440 p.
În 1774, Karl Scheele, un chimist din Suedia, a obținut pentru prima dată clorul, dar se credea că nu este un element separat, ci un tip de acid clorhidric (calorizator). Clorul elementar a fost obținut la începutul secolului al XIX-lea de către G. Davy, care a descompus sarea de masă în clor și sodiu prin electroliză.
Clorul (din greaca χλωρός - verde) este un element din grupa XVII a tabelului periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev, are număr atomic 17 și masă atomică 35.452. Denumirea acceptată Cl (din latină clor).
Fiind în natură
Clorul este cel mai abundent halogen din scoarța terestră, cel mai adesea sub formă de doi izotopi. Datorită activității chimice, se găsește numai sub formă de compuși ai multor minerale.
Clorul este un gaz otrăvitor galben-verde care are un miros puternic, neplăcut și un gust dulceag. După descoperirea sa, s-a propus să fie numit clorul halogen, este inclus în grupul cu același nume ca unul dintre cele mai active nemetale chimic.
Necesarul zilnic de clor
În mod normal, un adult sănătos ar trebui să primească 4-6 g de clor pe zi; nevoia acestuia crește odată cu activitatea fizică activă sau vremea caldă (cu transpirație crescută). De obicei, organismul își primește necesarul zilnic din alimente cu o dietă echilibrată.
Principalul furnizor de clor pentru organism este sarea de masă - mai ales dacă nu este tratată termic, deci este mai bine să sărați mâncărurile gata preparate. Conțin, de asemenea, clor, fructe de mare, carne și, și,.
Interacțiunea cu ceilalți
Echilibrul acido-bazic și hidric al organismului este reglat de clor.
Semne ale lipsei de clor
Lipsa de clor este cauzată de procese care duc la deshidratarea organismului - transpirație abundentă la căldură sau în timpul efortului fizic, vărsături, diaree și unele boli ale sistemului urinar. Semnele deficienței de clor sunt letargie și somnolență, slăbiciune musculară, gură uscată evidentă, pierderea gustului și lipsa poftei de mâncare.
Semne de exces de clor
Semnele excesului de clor în organism sunt: creșterea tensiunii arteriale, tuse uscată, dureri de cap și piept, dureri de ochi, lacrimare, tulburări ale tractului gastrointestinal. De regulă, un exces de clor poate fi cauzat de consumul de apă obișnuită de la robinet care trece printr-un proces de dezinfecție cu clor și apare la lucrătorii din industriile care sunt direct legate de utilizarea clorului.
Clorul în corpul uman:
- reglează echilibrul hidric și acido-bazic,
- elimină lichidele și sărurile din organism prin procesul de osmoreglare,
- stimulează digestia normală,
- normalizează starea globulelor roșii,
- curăță ficatul de grăsime.
Utilizarea principală a clorului este în industria chimică, unde este folosit pentru a produce clorură de polivinil, spumă de polistiren, materiale de ambalare, precum și agenți de război chimic și îngrășăminte pentru plante. Dezinfectarea apei potabile cu clor este practic singura metodă disponibilă de purificare a apei.
Clor(lat. chlorum), cl, element chimic din grupa VII a sistemului periodic al lui Mendeleev, număr atomic 17, masă atomică 35,453; aparține familiei halogeni.În condiții normale (0°C, 0,1 Mn/m2 sau 1 kgf/cm 2) gaz galben-verzui cu miros înțepător iritant. Cromul natural este format din doi izotopi stabili: 35 cl (75,77%) și 37 cl (24,23%). Izotopi radioactivi cu numere de masă de 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 și timpi de înjumătățire ( t 1/2) respectiv 0,31; 2,5; 1,56 sec; 3 , 1 ? 10 5 ani; 37.3, 55.5 și 1.4 min. 36 cl și 38 cl se folosesc ca trasori izotopici.
Referință istorică. X. a fost obținut pentru prima dată în 1774 K. Scheele interacțiunea acidului clorhidric cu piroluzitul mno 2. Cu toate acestea, abia în 1810 Davy a stabilit că clorul este un element și l-a numit clor (din grecescul chloros - galben-verde). În 1813 J.L. Gay Lussac a propus numele X pentru acest element.
Distribuția în natură. Cromul apare în natură numai sub formă de compuși. Conținutul mediu de crom din scoarța terestră (clarke) este de 1,7? 10 -2% în greutate, în roci magmatice acide - granite etc. 2.4 ? 10 -2 , in baza si ultrabaza 5 ? 10 -3. Migrația apei joacă rolul principal în istoria chimiei din scoarța terestră. Se găsește sub formă de cl ion în Oceanul Mondial (1,93%), saramură subterană și lacuri sărate. Numărul de minerale proprii (în principal cloruri naturale) 97, principalul este halite naci . De asemenea, sunt cunoscute depozite mari de cloruri de potasiu și magneziu și cloruri mixte: sylvin kcl, silvinita(na, k)ci, carnalită kci? mgcl 2 ? 6h 2 o, Cainit kci? mgso 4? 3h 2 o, bischofite mgci 2 ? 6h 2 o. În istoria Pământului, aportul de hcl conținut în gazele vulcanice în părțile superioare ale scoarței terestre a fost de mare importanță.
Proprietati fizice si chimice. H. are t kip -34,05°С, t nл - 101°C. Densitatea cromului gazos în condiții normale este de 3,214 g/l; abur saturat la 0°C 12,21 g/l; clor lichid la un punct de fierbere de 1,557 g/cm 3 ; substanță chimică solidă la - 102°c 1.9 g/cm 3 . Presiunea de vapori saturați a substanțelor chimice la 0°C este 0,369; la 25°c 0,772; la 100°c 3,814 Mn/m2 sau respectiv 3,69; 7,72; 38.14 kgf/cm 2 . Căldura de fuziune 90.3 kJ/kg (21,5 cal/g); căldură de vaporizare 288 kJ/kg (68,8 cal/g); capacitatea termică a gazului la presiune constantă 0,48 kJ/(kg? LA) . Constante critice ale substanțelor chimice: temperatura 144°c, presiunea 7,72 Mn/m 2 (77,2 kgf/cm 2) , densitate 573 g/l, volum specific 1.745? 10 -3 l/g. Solubilitate (in g/l) X. la o presiune parţială de 0,1 Mn/m 2 , sau 1 kgf/cm 2 , în apă 14,8 (0°C), 5,8 (30°c), 2,8 (70°c); în soluția 300 g/l naci 1,42 (30°c), 0,64 (70°c). Sub 9,6°C, hidraţi de clor de compoziţie variabilă cl ? n h2o (unde n = 6 ? 8); Acestea sunt cristale cubice galbene care se descompun în substanțe chimice și apă atunci când temperatura crește. Cromul se dizolvă bine în ticl 4, sic1 4, sncl 4 și unii solvenți organici (în special în hexan c 6 h 14 și tetraclorură de carbon ccl 4). Molecula X. este diatomică (cl 2). Gradul de disociere termică cl 2 + 243 kj u 2cl la 1000 K este egal cu 2,07? 10 -40%, la 2500 K 0,909%. Configurația electronică externă a atomului cl 3 s 2 3 p 5 . În conformitate cu aceasta, cromul din compuși prezintă stări de oxidare de -1, +1, +3, +4, +5, +6 și +7. Raza covalentă a atomului este de 0,99 å, raza ionică cl este de 1,82 å, afinitatea electronică a atomului X este de 3,65 ev, energie de ionizare 12,97 ev.
Din punct de vedere chimic, cromul este foarte activ; se combină direct cu aproape toate metalele (cu unele doar în prezența umezelii sau la încălzire) și cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte), formând forma corespunzătoare. cloruri, reacționează cu mulți compuși, înlocuiește hidrogenul în hidrocarburile saturate și se adaugă la compușii nesaturați. Cromul înlocuiește bromul și iodul din compușii lor cu hidrogen și metale; Dintre compușii cromului cu aceste elemente, acesta este înlocuit cu fluor. Metalele alcaline, în prezența urmelor de umiditate, reacționează cu substanțele chimice prin aprindere; majoritatea metalelor reacționează cu substanțele chimice uscate numai atunci când sunt încălzite. Otelul, precum si unele metale, sunt rezistente in atmosfera chimica uscata la temperaturi scazute, astfel incat sunt folosite pentru fabricarea de echipamente si instalatii de depozitare pentru chimicale uscate.Fosforul se aprinde in atmosfera chimica, formand pcl 3, si cu clorinare ulterioara. - pcl 5; sulf cu crom la încălzire dă s 2 cl 2, scl 2 etc. n cl m. Arsenicul, antimoniul, bismutul, stronțiul și telurul interacționează energetic cu clorul. Un amestec de clor cu hidrogen arde cu o flacără incoloră sau galben-verde pentru a se forma acid clorhidric(este o reacție în lanț)
Temperatura maximă a flăcării hidrogen-clor este de 2200°c. Amestecuri de clor cu hidrogen care conțin de la 5,8 la 88,5% h 2 sunt explozive.
Cu oxigen, cromul formează oxizi: cl 2 o, clo 2, cl 2 o 6, cl 2 o 7, cl 2 o 8 , precum și hipocloriți (săruri acid hipocloros) , cloriți, clorați si perclorati. Toți compușii cu oxigen ai clorului formează amestecuri explozive cu substanțe ușor oxidabile. Oxizii de crom sunt slab stabili și pot exploda spontan; hipocloriții se descompun lent în timpul depozitării; clorații și perclorații pot exploda sub influența inițiatorilor.
Cromul se hidrolizează în apă, formând acizi hipocloros și clorhidric: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. Când soluțiile apoase de alcalii sunt clorurate la rece, se formează hipocloriți și cloruri: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, iar la încălzire se formează clorați. Se obţine clorarea hidroxidului de calciu uscat albire.
Când amoniacul reacţionează cu substanţele chimice, se formează triclorura de azot . La clorurarea compușilor organici, cromul fie înlocuiește hidrogenul: r-h + ci 2 = rcl + hci, fie unește legături multiple pentru a forma diferiți compuși organici care conțin clor .
X. se formeaza cu alti halogeni compuși interhalogeni. Fluorurile clf, clf 3, clf 5 sunt foarte reactive; De exemplu, într-o atmosferă clp 3, vata de sticlă se aprinde spontan. Compuși cunoscuți ai clorului cu oxigen și fluor sunt X. oxifluoruri: clo 3 f, clo 2 f 3, clof, clof 3 și perclorat de fluor fclo 4.
Chitanță. Cromul a început să fie produs industrial în 1785 prin reacția acidului clorhidric cu dioxid de mangan sau piroluzit. În 1867, chimistul englez G. Deacon a dezvoltat o metodă de producere a cromului prin oxidarea hcl cu oxigenul atmosferic în prezența unui catalizator. De la sfârșitul secolului al XIX-lea până la începutul secolului al XX-lea. Cromul este produs prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri de metale alcaline. Folosind aceste metode în anii '70. Secolului 20 90-95% din substanțele chimice sunt produse în lume. Cantități mici de crom sunt obținute ca produs secundar în producția de magneziu, calciu, sodiu și litiu prin electroliza clorurilor topite. În 1975, producția mondială de substanțe chimice era de aproximativ 25 de milioane. T. Se folosesc două metode principale de electroliză a soluțiilor apoase de naci: 1) în electrolizoare cu catod solid și diafragmă de filtru poroasă; 2) în electrolizoare cu catod de mercur. Conform ambelor metode, X gazos este eliberat la un anod de grafit sau oxid de titan-ruteniu Conform primei metode, hidrogenul este eliberat la catod și se formează o soluție de naoh și nacl, din care soda caustică comercială este separată prin ulterioare. prelucrare. Conform celei de-a doua metode, amalgamul de sodiu se formează la catod; atunci când este descompus cu apă pură într-un aparat separat, se obține o soluție de naoh, hidrogen și mercur pur, care intră din nou în producție. Ambele metode dau 1 T X. 1,125 T naoh.
Electroliza cu diafragmă necesită mai puține investiții de capital pentru a organiza producția chimică și produce naoh mai ieftin. Metoda catodului de mercur produce naoh foarte pur, dar pierderea mercurului poluează mediul. În 1970, 62,2% din producția chimică a lumii a fost produsă folosind metoda catodului de mercur, 33,6% cu catod solid și 4,2% folosind alte metode. După 1970, a început să fie utilizată electroliza cu un catod solid și o membrană schimbătoare de ioni, făcând posibilă obținerea de naoh pur fără utilizarea mercurului.
Aplicație. Una dintre ramurile importante ale industriei chimice este industria clorului. Principalele cantități de clor sunt procesate la locul producerii sale în compuși care conțin clor. Cromul este depozitat și transportat sub formă lichidă în cilindri, butoaie și căi ferate. tancuri sau în nave special echipate. Țările industriale se caracterizează prin următorul consum aproximativ de substanțe chimice: pentru producerea de compuși organici care conțin clor - 60-75%; compuși anorganici care conțin substanțe chimice - 10-20%; pentru albirea pulpei și țesăturilor - 5-15%; pentru nevoi sanitare si clorinare a apei - 2-6% din productia totala.
Cromul este, de asemenea, utilizat pentru clorurarea anumitor minereuri pentru a extrage titan, niobiu, zirconiu și altele.
L. M. Yakimenko.
X. în corp. H. - unul dintre elemente biogene, o componentă permanentă a țesuturilor vegetale și animale. Conținutul de ch. în plante (o mulțime de ch. în halofite) - de la miimi de procent la procent întreg, la animale - zecimi și sutimi de procent. Necesarul zilnic al unui adult pentru H. (2-4 G) este acoperită de produse alimentare. Cromul este de obicei furnizat cu alimente în exces sub formă de clorură de sodiu și clorură de potasiu. Pâinea, carnea și produsele lactate sunt deosebit de bogate în X. În organismul animal, cromul este principala substanță osmotic activă în plasma sanguină, limfă, lichidul cefalorahidian și unele țesuturi. Joacă un rol în metabolismul apă-sare, promovarea retenției tisulare a apei. Reglarea echilibrului acido-bazic în țesuturi se realizează împreună cu alte procese prin modificarea distribuției substanțelor chimice între sânge și alte țesuturi. X. participă la metabolismul energetic la plante, activând ambele fosforilarea oxidativă,și fotofosforilarea. X. are un efect pozitiv asupra absorbţiei oxigenului de către rădăcini. Cromul este necesar pentru formarea oxigenului în timpul fotosintezei în mod izolat cloroplaste. Cromul nu este inclus în majoritatea mediilor nutritive pentru cultivarea artificială a plantelor. Este posibil ca concentrații foarte mici de X să fie suficiente pentru dezvoltarea plantelor.
M. Ya. Shkolnik.
Otrăvirea X . posibil în industria chimică, celulozei și hârtiei, textilă, farmaceutică etc. X. irită mucoasele oculare și ale căilor respiratorii. Modificările inflamatorii primare sunt de obicei însoțite de o infecție secundară. Otrăvirea acută se dezvoltă aproape imediat. Când se inhalează concentrații medii și scăzute de crom, se observă senzație de apăsare și durere în piept, tuse uscată, respirație rapidă, durere în ochi, lacrimare, creșterea nivelului de leucocite în sânge, creșterea temperaturii corpului etc. Sunt posibile bronhopneumonie, edem pulmonar toxic, stări depresive și convulsii. În cazurile ușoare, recuperarea are loc în 3-7 zile Ca consecințe pe termen lung, se observă catarul căilor respiratorii superioare, bronșita recurentă, pneumoscleroza etc.; posibila activare a tuberculozei pulmonare. La inhalarea prelungită a concentrațiilor mici de crom, se observă forme similare, dar care se dezvoltă încet, ale bolii. Prevenirea otrăvirii: sigilarea echipamentelor de producție, ventilație eficientă, utilizarea unei măști de gaz dacă este necesar. Concentrația maximă admisă de substanțe chimice în aerul spațiilor industriale 1 mg/m 3 . Producția de substanțe chimice, înălbitor și alți compuși care conțin clor este clasificată ca producție cu condiții de lucru periculoase, unde conform Sov. Legislația restricționează utilizarea muncii femeilor și minorilor.
A. A. Kasparov.
Lit.: Yakimenko L. M., Producția de clor, sodă caustică și produse din clor anorganic, M., 1974; Nekrasov B.V., Fundamentele chimiei generale, ed. a III-a, [vol.] 1, M., 1973; Substanțe nocive în industrie, ed. N. V. Lazareva, ed. a VI-a, vol. 2, L., 1971; chimie anorganică cuprinzătoare, ed. j. c. bailar, v. 1-5, oxf. - , 1973.
descărcați rezumat
Clorul a fost obținut pentru prima dată în 1772 de Scheele, care a descris eliberarea lui în timpul interacțiunii piroluzitului cu acidul clorhidric în tratatul său despre piroluzit: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele a remarcat mirosul clorului, asemănător cu cel al acva regiei, capacitatea sa de a reacționa cu aurul și cinabrul și proprietățile sale de albire. Cu toate acestea, Scheele, în conformitate cu teoria flogistului care era dominantă în chimie la acea vreme, a sugerat că clorul este acid clorhidric deflogistic, adică oxidul acidului clorhidric.
Berthollet și Lavoisier au sugerat că clorul este un oxid al elementului muria, dar încercările de a-l izola au rămas fără succes până la lucrările lui Davy, care a reușit să descompună sarea de masă în sodiu și clor prin electroliză.
Numele elementului provine din limba greacă clrowoz- „verde”.
Fiind în natură, primind:
Clorul natural este un amestec de doi izotopi 35 Cl și 37 Cl. În scoarța terestră, clorul este cel mai comun halogen. Deoarece clorul este foarte activ, în natură se găsește numai sub formă de compuși din minerale: halit NaCl, silvit KCl, silvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, carnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 ·3H 2 O. Cele mai mari rezerve de clor sunt cuprinse în sărurile apelor mărilor şi oceanelor.
La scară industrială, clorul este produs împreună cu hidroxid de sodiu și hidrogen prin electroliza unei soluții de sare de masă:
2NaCI + 2H20 => H2 + CI2 + 2NaOH
Pentru a recupera clorul din clorura de hidrogen, care este un produs secundar în timpul clorării industriale a compușilor organici, se utilizează procesul Deacon (oxidarea catalitică a acidului clorhidric cu oxigenul atmosferic):
4HCI + O2 = 2H2O + 2CI2
Procesele utilizate de obicei în laboratoare se bazează pe oxidarea clorurii de hidrogen cu agenți oxidanți puternici (de exemplu, oxid de mangan (IV), permanganat de potasiu, dicromat de potasiu):
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
Proprietăți fizice:
În condiții normale, clorul este un gaz galben-verzui cu miros sufocant. Clorul este vizibil solubil în apă („apă cu clor”). La 20°C, 2,3 volume de clor se dizolvă într-un volum de apă. Punct de fierbere = -34°C; punct de topire = -101°C, densitate (gaz, n.s.) = 3,214 g/l.
Proprietăți chimice:
Clorul este foarte activ - se combină direct cu aproape toate elementele tabelului periodic, metale și nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte). Clorul este un agent oxidant foarte puternic, care înlocuiește nemetalele mai puțin active (brom, iod) din compușii lor cu hidrogen și metale:
CI2 + 2HBr = Br2 + 2HCI; CI2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
Când este dizolvat în apă sau alcalii, clorul se dismută, formând acizi hipocloroși (și când este încălzit, percloric) și acizi clorhidric sau sărurile acestora.
CI2 + H20 HCIO + HCI;
Clorul interacționează cu mulți compuși organici, intrând în reacții de substituție sau adiție:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH2 =CH2 + CI2 => CI-CH2-CH2-CI
C6H6 + CI2 => C6H6CI + HCI
Clorul are șapte stări de oxidare: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Cele mai importante conexiuni:
Acid clorhidric HCI- un gaz incolor care fumează în aer datorită formării picăturilor de ceață cu vaporii de apă. Are un miros înțepător și irită grav tractul respirator. Conținut în gaze și ape vulcanice, în sucul gastric. Proprietățile chimice depind de starea în care se află (poate fi în stare gazoasă, lichidă sau în soluție). Soluția de HCl se numește acid clorhidric. Este un acid puternic și înlocuiește acizii mai slabi din sărurile lor. Săruri - cloruri- substante cristaline solide cu puncte de topire ridicate.
Cloruri covalente- compuși ai clorului cu nemetale, gaze, lichide sau solide fuzibile care au proprietăți acide caracteristice, de obicei ușor hidrolizați de apă pentru a forma acid clorhidric:
PCI5 + 4H20 = H3P04 + 5HCI;
Oxid de clor(I) Cl2O., un gaz de culoare galben-maronie cu miros înțepător. Afectează organele respiratorii. Se dizolvă ușor în apă, formând acid hipocloros.
Acid hipocloros HClO. Există doar în soluții. Este un acid slab și instabil. Se descompune cu ușurință în acid clorhidric și oxigen. Agent oxidant puternic. Se formează atunci când clorul se dizolvă în apă. Săruri - hipocloriti, stabilitate scăzută (NaClO*H 2 O se descompune exploziv la 70 °C), agenți oxidanți puternici. Folosit pe scară largă pentru albire și dezinfecție pudră de albire, sare mixtă Ca(Cl)OCl
Acid cloros HCIO2, în forma sa liberă este instabilă, chiar și într-o soluție apoasă diluată se descompune rapid. Acid de putere medie, săruri - cloriți, de regulă, sunt incolore și foarte solubile în apă. Spre deosebire de hipocloriți, cloriții prezintă proprietăți oxidante pronunțate numai într-un mediu acid. Cea mai mare utilizare (pentru albirea țesăturilor și a pastei de hârtie) este cloritul de sodiu NaClO2.
Oxid de clor(IV) ClO2, este un gaz galben-verzui cu miros neplăcut (înțepător), ...
Acid cloric, HClO 3 - în forma sa liberă este instabilă: se disproporționează în ClO 2 și HClO 4. Săruri - clorati; Dintre aceștia, cei mai importanți sunt clorații de sodiu, potasiu, calciu și magneziu. Aceștia sunt agenți oxidanți puternici și sunt explozivi atunci când sunt amestecați cu agenți reducători. Clorură de potasiu ( Sarea lui Berthollet) - KClO 3, a fost folosit pentru producerea de oxigen în laborator, dar din cauza pericolului ridicat nu a mai fost folosit. Soluțiile de clorat de potasiu au fost folosite ca un antiseptic slab și gargara medicinală externă.
Acid percloric HCIO4, în soluții apoase, acidul percloric este cel mai stabil dintre toți acizii clor care conțin oxigen. Acidul percloric anhidru, care se obține folosind acid sulfuric concentrat din 72% HCIO4, nu este foarte stabil. Este cel mai puternic acid monoprotic (în soluție apoasă). Săruri - perclorati, sunt utilizați ca oxidanți (motoare de rachetă cu combustibil solid).
Aplicație:
Clorul este utilizat în multe industrii, știință și nevoi casnice:
- În producția de clorură de polivinil, compuși plastici, cauciuc sintetic;
- Pentru albirea țesăturilor și hârtiei;
- Producția de insecticide organoclorurate - substanțe care ucid insectele dăunătoare culturilor, dar sunt sigure pentru plante;
- Pentru dezinfecția apei - „clorinare”;
- Inregistrat in industria alimentara ca aditiv alimentar E925;
- În producția chimică de acid clorhidric, înălbitor, sare berthollet, cloruri metalice, otrăvuri, medicamente, îngrășăminte;
- În metalurgie pentru producerea metalelor pure: titan, staniu, tantal, niobiu.
Rolul biologic și toxicitatea:
Clorul este unul dintre cele mai importante elemente biogene și face parte din toate organismele vii. La animale și la oameni, ionii de clor sunt implicați în menținerea echilibrului osmotic; ionul de clor are o rază optimă de penetrare prin membrana celulară. Ionii de clor sunt vitali pentru plante, participând la metabolismul energetic al plantelor, activând fosforilarea oxidativă.
Clorul sub formă de substanță simplă este otrăvitor; dacă intră în plămâni, provoacă arsuri ale țesutului pulmonar și sufocare. Are un efect iritant asupra tractului respirator la o concentrație în aer de aproximativ 0,006 mg/l (adică de două ori pragul de percepție a mirosului de clor). Clorul a fost unul dintre primii agenți chimici folosiți de Germania în Primul Război Mondial.
Korotkova Y., Shvetsova I.
Universitatea de Stat HF Tyumen, grupa 571.
Surse: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl, etc.,
Site-ul web al Universității Tehnice de Chimie din Rusia, numit după. D.I. Mendeleev:
Se încarcă...