ВИЗНАЧЕННЯ
Хлор- Сімнадцятий елемент Періодичної таблиці. Позначення – Cl від латинського «chlorum». Розташований у третьому періоді, VIIА групі. Належить до неметалів. Заряд ядра дорівнює 17.
Найважливішим природним з'єднанням хлору є хлорид натрію (кухонна сіль) NaCl. Головна маса хлориду натрію знаходиться у воді морів та океанів. Води багатьох озер також містять значну кількість NaCl. Він зустрічається також і у твердому вигляді, утворюючи місцями у земній корі потужні пласти так званої кам'яної солі. У природі поширені інші сполуки хлору, наприклад хлорид калію у вигляді мінералів карналіту KCl×MgCl 2 ×6H 2 O і сільвіна KCl.
У звичайних умовах хлор є газом жовто-зеленого кольору (рис. 1), який добре розчиняється у воді. При охолодженні з водних розчинів виділяються кристалогідрати, що є кларатами приблизного складу Cl 2 ×6H 2 Oі Cl 2 ×8H 2 O.
Мал. 1. Хлор у рідкому стані. Зовнішній вигляд.
Атомна та молекулярна маса хлору
Відносною атомною масою елемента називають відношення маси атома даного елемента до 1/12 маси атома вуглецю. Відносна атомна маса безрозмірна і позначається A r (індекс "r" - початкова буква англійського relative, що в перекладі означає "відносний"). Відносна атомна маса атомарного хлору дорівнює 35457 а.е.м.
Маси молекул, як і маси атомів виражаються в атомних одиницях маси. Молекулярною масою речовини називається маса молекули, виражена атомних одиницях маси. Відносною молекулярною масою речовини називають відношення маси молекули даної речовини до 1/12 маси атома вуглецю, маса якого дорівнює 12 а. Відомо, що молекула хлору двоатомна - Cl2. Відносна молекулярна маса молекули хлору дорівнюватиме:
M r (Cl 2) = 35,457 × 2 ≈ 71.
Ізотопи хлору
Відомо, що у природі хлор може бути у вигляді двох стабільних ізотопів 35 Cl (75,78%) і 37 Cl (24,22%). Їхні масові числа дорівнюють 35 і 37 відповідно. Ядро атома ізотопу хлору 35 Cl містить сімнадцять протонів і вісімнадцять нейтронів, а ізотоп 37 Cl - таку ж кількість протонів і двадцять нейтронів.
Існують штучні ізотопи хлору з масовими числами від 35 до 43, серед яких найбільш стабільним є 36 Cl з періодом напіврозпаду рівним 301 тисяча років.
Іони хлору
На зовнішньому енергетичному рівні атома хлору є сім електронів, які є валентними:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
Через війну хімічного взаємодії хлор може втрачати свої валентні електрони, тобто. бути їх донором, і перетворюватися на позитивно заряджені іони чи приймати електрони іншого атома, тобто. бути їх акцептором, і перетворюватися на негативно заряджені іони:
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-.
Молекула та атом хлору
Молекула хлору і двох атомів - Cl 2 . Наведемо деякі властивості, що характеризують атом та молекулу хлору:
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | Який об'єм хлору треба взяти для реакції із 10 л водню? Гази знаходяться за однакових умов. |
| Рішення | Запишемо рівняння реакції взаємодії хлору з воднем: Cl 2 + H 2 = 2HCl. Розрахуємо кількість речовини водню, що вступила в реакцію: n (H 2) = V (H 2) / V m; n (H 2) = 10/22,4 = 0,45 моль. Відповідно до рівняння, n (H 2) = n (Cl 2) = 0,45 моль. Тоді обсяг хлору, що вступив у реакцію взаємодії з воднем дорівнює: |
Розглянуто фізичні властивості хлору: щільність хлору, його теплопровідність, питома теплоємність та динамічна в'язкість за різних температур. Фізичні властивості Cl 2 представлені у вигляді таблиць для рідкого, твердого та газоподібного стану цього галогену.
Основні фізичні властивості хлору
Хлор входить у VII групу третього періоду періодичної системи елементів під номером 17. Він відноситься до підгрупи галогенів, має відносні атомну та молекулярні маси 35,453 та 70,906, відповідно. При температурах вище -30°С хлор є зеленувато-жовтим газом з характерним різким дратівливим запахом. Він легко зріджується під звичайним тиском (1,013·10 5 Па), охолоджений до -34°С, і утворює прозору рідину бурштинового кольору, що твердне при температурі -101°С.
Через свою високу хімічну активність вільний хлор не зустрічається в природі, а існує тільки у формі сполук. Він міститься головним чином у мінералі галіті (), також входить до складу таких мінералів, як: сильвін (KCl), карналіт (KCl·MgCl 2 ·6H 2 O) та сильвініт (KCl·NaCl). Вміст хлору в земній корі наближається до 0,02% від загальної кількості атомів земної кори, де він знаходиться у вигляді двох ізотопів 35 Cl і 37 Cl у відсотковому співвідношенні 75,77% 35 Cl і 24,23% 37 Cl.
| Властивість | Значення |
|---|---|
| Температура плавлення, °С | -100,5 |
| Температура кипіння, °С | -30,04 |
| Критична температура, °С | 144 |
| Критичний тиск, Па | 77,1·10 5 |
| Критична густина, кг/м 3 | 573 |
| Щільність газу (при 0°С та 1,013·10 5 Па), кг/м 3 | 3,214 |
| Щільність насиченої пари (при 0°З 3,664·10 5 Па), кг/м 3 | 12,08 |
| Щільність рідкого хлору (при 0°С та 3,664·10 5 Па), кг/м 3 | 1468 |
| Щільність рідкого хлору (при 15,6°З 6,08·10 5 Па), кг/м 3 | 1422 |
| Щільність твердого хлору (при -102°С), кг/м3 | 1900 |
| Відносна щільність повітря газу (при 0°С і 1,013·10 5 Па) | 2,482 |
| Відносна щільність повітря насиченої пари (при 0°С і 3,664·10 5 Па) | 9,337 |
| Відносна густина рідкого хлору при 0°С (по воді при 4°С) | 1,468 |
| Питомий обсяг газу (при 0°З 1,013·10 5 Па), м 3 /кг | 0,3116 |
| Питомий обсяг насиченої пари (при 0°З 3,664·10 5 Па), м 3 /кг | 0,0828 |
| Питома кількість рідкого хлору (при 0°С і 3,664·10 5 Па), м 3 /кг | 0,00068 |
| Тиск парів хлору при 0°С, Па | 3,664·10 5 |
| Динамічна в'язкість газу при 20°С, 10 -3 Па·с | 0,013 |
| Динамічна в'язкість рідкого хлору при 20°С, 10 -3 Па·с | 0,345 |
| Теплота плавлення твердого хлору (при температурі плавлення), кДж/кг | 90,3 |
| Теплота пароутворення (при температурі кипіння), кДж/кг | 288 |
| Теплота сублімації (при температурі плавлення), кДж/моль | 29,16 |
| Молярна теплоємність C p газу (при -73 ... 5727 ° С), Дж / (моль К) | 31,7…40,6 |
| Молярна теплоємність C p рідкого хлору (при -101…-34°С), Дж/(моль·К) | 67,1…65,7 |
| Коефіцієнт теплопровідності газу при 0°С, Вт/(м·К) | 0,008 |
| Коефіцієнт теплопровідності рідкого хлору при 30°С, Вт/(м·К) | 0,62 |
| Ентальпія газу, кДж/кг | 1,377 |
| Ентальпія насиченої пари, кДж/кг | 1,306 |
| Ентальпія рідкого хлору, кДж/кг | 0,879 |
| Показник заломлення при 14°С | 1,367 |
| Питома електропровідність за -70°С, Див/м | 10 -18 |
| Спорідненість до електрона, кДж/моль | 357 |
| Енергія іонізації, кДж/моль | 1260 |
Щільність хлору
При нормальних умовах хлор є важким газом, щільність якого приблизно в 2,5 рази вище. Щільність газоподібного та рідкого хлору за нормальних умов (при 0°С) дорівнює, відповідно 3,214 і 1468 кг/м 3. При нагріванні рідкого або газоподібного хлору його густина знижується через збільшення обсягу внаслідок теплового розширення.
Щільність газоподібного хлору
У таблиці представлені значення щільності хлору в газоподібному стані при різних температурах (в інтервалі від -30 до 140°С) та нормальному атмосферному тиску (1,013 10 5 Па). Щільність хлору змінюється із зміною температури – при нагріванні вона зменшується. Наприклад, при 20°С густина хлору дорівнює 2,985 кг/м 3а при підвищенні температури цього газу до 100°С, величина щільності знижується до значення 2,328 кг/м 3 .
| t, °С | ρ, кг/м 3 | t, °С | ρ, кг/м 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 |
При зростанні тиску щільність хлору збільшується. Нижче в таблицях наведена щільність газоподібного хлору в інтервалі температури від -40 до 140°З тиску від 26,6·10 5 до 213·10 5 Па. З підвищенням тиску щільність хлору у газоподібному стані збільшується пропорційно. Наприклад, збільшення тиску хлору з 53,2 10 5 до 106,4 10 5 Па при температурі 10°З призводить до двократного збільшення щільності цього газу.
| ↓ t, °З | P, кПа → | 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, °З | P, кПа → | 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 |
Щільність рідкого хлору
Рідкий хлор може існувати відносно вузькому температурному діапазоні, межі якого лежать від мінус 100,5 до плюс 144°С (тобто від температури плавлення до критичної температури). Вище температури 144°С хлор не перейде в рідкий стан за жодного тиску. Щільність рідкого хлору у цьому температурному інтервалі змінюється від 1717 до 573 кг/м 3 .
| t, °С | ρ, кг/м 3 | t, °С | ρ, кг/м 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 |
Питома теплоємність хлору
Питома теплоємність газоподібного хлору C p у розмірності кДж/(кг·К) в інтервалі температури від 0 до 1200°З нормальному атмосферному тиску може бути розрахована за формулою:
де T - абсолютна температура хлору в градусах Кельвіна.
Слід зазначити, що за нормальних умов питома теплоємність хлору має значення 471 Дж/(кгК) і при нагріванні збільшується. Зростання теплоємності при температурах вище 500°С стає незначним, і за високих температур питома теплоємність хлору мало змінюється.
У таблиці наведено результати розрахунку питомої теплоємності хлору за зазначеною формулою (похибка розрахунку становить близько 1%).
| t, °С | C p , Дж/(кг К) | t, °С | C p , Дж/(кг К) |
|---|---|---|---|
| 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 температурі близької абсолютному нулю хлор перебуває у твердому стані і має низьку величину питомої теплоємності (19 Дж/(кг·К)). У міру збільшення температури твердого Cl 2 його теплоємність зростає і досягає при мінус 143°З величини 720 Дж/(кгК).
Рідкий хлор має питому теплоємність 918 ... 949 Дж / (кг К) в інтервалі від 0 до -90 градусів Цельсія. За даними таблиці видно, що питома теплоємність рідкого хлору вище газоподібного і зі збільшенням температури знижується.
Теплопровідність хлору
У таблиці подано значення коефіцієнтів теплопровідності газоподібного хлору при нормальному атмосферному тиску в інтервалі температури від -70 до 400°С.
Коефіцієнт теплопровідності хлору при нормальних умовах становить 0,0079 Вт/(м·град), що в 3 рази менше ніж при тих же температурі і тиску. Нагрівання хлору призводить до підвищення його теплопровідності. Так, при температурі 100°С значення цієї фізичної властивості хлору збільшується до 0,0114 Вт/(м·град).
| t, °С | λ, Вт/(м·град) | t, °С | λ, Вт/(м·град) |
|---|---|---|---|
| -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 |
В'язкість хлору
Коефіцієнт динамічної в'язкості газоподібного хлору в інтервалі температури 20 ... 500 ° С можна приблизно обчислити за формулою:
де η T - коефіцієнт динамічної в'язкості хлору при заданій температурі T, К;
η T 0 - коефіцієнт динамічної в'язкості хлору при температурі T 0 =273 К (при н. у.);
З - константа Сюзерленда (для хлору С = 351).
За нормальних умов динамічна в'язкість хлору дорівнює 0,0123·10 -3 Па·с. При нагріванні така фізична властивість хлору, як в'язкість, набуває більш високих значень.
Рідкий хлор має в'язкість набагато вище, ніж газоподібний. Наприклад, при температурі 20°С динамічна в'язкість рідкого хлору має величину 0,345 10 -3 Па·с і при зростанні температури знижується.
Джерела:
- Барков С. А. Галогени та підгрупа марганцю. Елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Допомога для учнів. М.: Просвітництво, 1976 - 112 с.
- Таблиці фізичних величин. Довідник За ред. акад. І. К. Кікоїна. М.: Атоміздат, 1976 - 1008 с.
- Якименко Л. М., Пасманик М. І. Довідник з виробництва хлору, каустичної соди та основних хлорпродуктів. Вид. 2-ге, пров. та ін М.: Хімія, 1976 - 440 с.
В 1774 Карл Шееле, хімік зі Швеції, вперше отримав хлор, але вважалося, що це не окремий елемент, а різновид соляної кислоти (calorizator). Елементарний хлор був отриманий на початку XIX століття Г. Деві, який розклав кухонну сіль на хлор та натрій шляхом електролізу.
Хлор (від грецької χλωρός – зелений) є елементом XVII групи періодичної таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва має атомний номер 17 і атомну масу 35,452. Прийняте позначення Cl (від латинського Chlorum).
Знаходження у природі
Хлор є найпоширенішим у земній корі галогеном, найчастіше у вигляді двох ізотопів. З огляду на хімічної активності зустрічається лише вигляді сполук багатьох мінералів.
Хлор є отруйним жовто-зеленим газом, має різкий неприємний запах і солодкуватий смак. Саме хлор після його відкриття запропонували називати галогеномУ однойменну групу він входить як один з найбільш хімічно активних неметалів.
Добова потреба у хлорі
У нормі доросла здорова людина повинна отримувати на добу 4-6 г хлору, потреба в ньому зростає при активних фізичних навантаженнях або спекотній погоді (при підвищеному потовиділенні). Зазвичай добову норму організм отримує із продуктів харчування при збалансованому раціоні.
Основним постачальником хлору в організм є кухонна сіль - особливо якщо вона не піддається термічній обробці, тому краще солити вже готові страви. Також хлор містять , морепродукти, м'ясо, і , і , .
Взаємодія з іншими
Кислотно-лужний і водний баланс організму регулюється і хлором.
Ознаки нестачі хлору
Нестача хлору викликана процесами, що призводять до зневоднення організму - сильне потовиділення у спеку або при фізичних навантаженнях, блювання, діарея та деякі захворювання сечовидільної системи. Ознаками нестачі хлору є млявість та сонливість, слабкість у м'язах, явна сухість у роті, втрата смакових відчуттів, відсутність апетиту.
Ознаки надлишку хлору
Ознаками надлишку хлору в організмі є: підвищення кров'яного тиску, сухий кашель, головний біль і в грудях, різь в очах, сльозотеча, розлади діяльності шлунково-кишкового тракту. Як правило, надлишок хлору може бути викликаний вживанням звичайної води з-під крана, яка проходить процес дезінфекції хлором і трапляється у працівників галузей промисловості, які безпосередньо пов'язані з використанням хлору.
Хлор в організмі людини:
- регулює водний та кислотно-лужний баланс,
- виводить рідину та солі з організму в процесі осморегуляції,
- стимулює нормальне травлення,
- нормалізує стан еритроцитів,
- очищає печінку від жиру.
Основне застосування хлору - хімічна промисловість, де з його допомогою виготовляють полівінілхлорид, пінопласт, матеріали для пакування, а також бойові отруйні речовини та добрива для рослин. Знезараження питної води хлором – практично єдиний доступний спосіб очищення води.
Хлор(Лат. chlorum), cl, хімічний елемент vii групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до сімейства галогенів.За нормальних умов (0°С, 0,1 Мн/м 2або 1 кгс/см 2) жовто-зелений газ із різким дратівливим запахом. Природний Х. складається з двох стабільних ізотопів: 35 cl (75,77%) та 37 cl (24,23%). Штучно отримані радіоактивні ізотопи з масовими числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 та періодами напіврозпаду ( t 1/2) відповідно 0,31; 2,5; 1,56 сік; 3 , 1? 10 5 років; 37,3, 55,5 та 1,4 хв. 36 cl та 38 cl використовуються як ізотопні індикатори.
Історична довідка. Х. отримано вперше у 1774 До. Шеєлевзаємодією соляної кислоти з піролюзитом mno 2 . Однак лише у 1810 р. Девівстановив, що хлор – елемент і назвав його chlorine (від грец. chlor o s – жовто-зелений). У 1813 Ж. Л. Гей-Люссакзапропонував при цьому елемента назву Х.
Поширення у природі. Х. зустрічається у природі лише як сполук. Середній вміст Х. у земній корі (кларк) 1,7? 10 -2 % за масою, у кислих вивержених породах - гранітах та ін. 2,4? 10 -2 , в основних та ультраосновних 5 ? 10-3. Основну роль історії Х. в земної корі грає водна міграція. У вигляді іона cl він міститься у Світовому океані (1,93%), підземних розсолах та соляних озерах. Число власних мінералів (переважно хлоридів природних) 97, головний з них галить naci . Відомі також великі родовища хлоридів калію та магнію та змішаних хлоридів: сильвін kcl, сильвініт(na, k) ci, карналіт kci? mgcl 2? 6h 2 o, каїніт kci? mgso 4? 3h 2 o, бішофіт mgci 2? 6h 2 o. В історії Землі велике значення мало надходження що міститься у вулканічних газах hcl у верхні частини земної кори.
Фізичні та хімічні властивості. Х. має t kіп -34,05 ° С, t nл - 101°С. Щільність газоподібного Х. за нормальних умов 3,214 г/л; насиченої пари при 0°С 12,21 г/л; рідкого Х. при температурі кипіння 1,557 г/см 3 ; твердого Х. при - 102°C 1,9 г/см 3 . Тиск насиченої пари Х. при 0°С 0,369; при 25°C 0,772; при 100°c 3,814 Мн/м 2або відповідно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавлення 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота випаровування 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоємність газу при постійному тиску 0,48 кдж/(кг? До) . Критичні константи Х.: температура 144 ° c, тиск 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2) , щільність 573 г/л, питомий обсяг 1,745? 10 -3 л/г. Розчинність (в г/л) Х. при парціальному тиску 0,1 Мн/м 2 , або 1 кгс/см 2 , у воді 14,8 (0 ° С), 5,8 (30 ° c), 2,8 (70 ° c); у розчині 300 г/л naci 1,42 (30 ° c), 0,64 (70 ° c). Нижче 9,6 ° С у водних розчинах утворюються гідрати Х. змінного складу cl? n h 2 o (де n = 6? 8); це жовті кристали кубічної сингонії, що розкладаються при підвищенні температури на Х. та воду. Х. добре розчиняється в ticl 4 , sic1 4 , sncl 4 та деяких органічних розчинниках (особливо в гексані c 6 h 14 і чотирихлористому вуглеці ccl 4). Молекула Х. двоатомна (cl 2). Ступінь термічної дисоціації cl 2 + 243 кдж u 2cl при 1000 До дорівнює 2,07? 10 -40%, при 2500 К 0,909%. Зовнішня електронна конфігурація атома cl 3 s 2 3 p 5 . Відповідно до цього Х. у сполуках виявляє ступеня окислення -1, +1, +3, +4, +5, +6 та +7. Ковалентний радіус атома 0,99 ?, іонний радіус cl - 1,82 ?, спорідненість атома Х. до електрона 3,65 ев,енергія іонізації 12,97 ев.
Хімічно Х. дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні) та з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворюючи відповідні хлориди,вступає в реакцію з багатьма сполуками, заміщає водень у граничних вуглеводнях та приєднується до ненасичених сполук. Х. витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами; із сполук Х. з цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали у присутності слідів вологи взаємодіють із Х. із запаленням, більшість металів реагує із сухим Х. тільки при нагріванні. Сталь, а також деякі метали стійки в атмосфері сухого Х. в умовах невисоких температур, тому їх використовують для виготовлення апаратури та сховищ для сухого Х. Фосфор спалахує в атмосфері Х., утворюючи pcl 3 а при подальшому хлоруванні - pcl 5 ; сірка з Х. при нагріванні дає s 2 cl 2 , scl 2 та ін. n cl m. Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють з Х. Суміш Х. з воднем горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям з утворенням хлористого водню(це ланцюгова реакція),
Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200°C. Суміші Х. з воднем, що містять від 5,8 до 88,5% h 2 вибухонебезпечні.
З киснем Х. утворює оксиди: cl 2 o, clo 2 , cl 2 o 6 , cl 2 o 7 , cl 2 o 8 , а також гіпохлорити (солі хлорнуватистої кислоти) , хлорити, хлоратита перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Окиси Х. малостійкі і можуть спонтанно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати та перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів.
Х. у воді гідролізується, утворюючи хлорнуватисту і соляну кислоти: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоді утворюються гіпохлорити та хлориди: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, а при нагріванні – хлорати. Хлоруванням сухого гідроксиду кальцію отримують хлорне вапно.
При взаємодії аміаку з Х. утворюється трихлористий азот . При хлоруванні органічних сполук Х. або заміщує водень: r-h + ci 2 = rcl + hci, або приєднується по кратних зв'язках утворюючи різні органічні сполуки, що містять хлор. .
Х. утворює з ін. галогенами міжгалогенні з'єднання.Фториди clf, clf 3 clf 5 дуже реакційноздатні; наприклад, в атмосфері clp 3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем і фтором - оксифториди Х.: clo 3 f, clo 2 f 3 , clof, clof 3 і перхлорат фтору fclo 4 .
Отримання. Х. почали виробляти в промисловості в 1785 взаємодією соляної кислоти з двоокисом марганцю або піролюзитом. У 1867 р. англійський хімік Г. Дікон розробив спосіб отримання Х. окисленням hcl киснем повітря в присутності каталізатора. З кінця 19 – початку 20 ст. Х. одержують електролізом водних розчинів хлоридів лужних металів. За цими методами в 70-х роках. 20 ст. виробляється 90-95% Х. у світі. Невеликі кількості Х. виходять попутно при виробництві магнію, кальцію, натрію та літію електролізом розплавлених хлоридів. У 1975 р. світове виробництво Х. становило близько 25 млн. дол. т.Застосовуються два основні методи електролізу водних розчинів naci: 1) в електролізерах з твердим катодом і пористою фільтруючої діафрагмою; 2) в електролізерах з ртутним катодом. За обома методами на графітовому або окисному титано-рутенієвому аноді виділяється газоподібний Х. За першим методом на катоді виділяється водень і утворюється розчин naoh і nacl, з якого подальшою переробкою виділяють товарну каустичну соду. За другим методом на катоді утворюється амальгама натрію, при її розкладанні чистою водою в окремому апараті виходять розчин naoh, водень і чиста ртуть, яка знову йде у виробництво. Обидва методи дають на 1 тХ. 1,125 т naoh.
Електроліз з діафрагмою вимагає менших капіталовкладень в організацію виробництва Х., дає більш дешевий naoh. Метод з ртутним катодом дозволяє отримувати дуже чистий naoh, але втрати ртуті забруднюють довкілля. У 1970 за методом з ртутним катодом вироблялося 62,2% світового виробітку Х., з твердим катодом 33,6% та ін. способами 4,2%. Після 1970 року почали застосовувати електроліз з твердим катодом та іонообмінною мембраною, що дозволяє отримувати чистий naoh без використання ртуті.
Застосування. Однією з найважливіших галузей хімічної промисловості є хлорна промисловість. Основні кількості Х. переробляються на місці його виробництва в сполуки, що містять хлор. Зберігають і перевозять Х. рідкому вигляді в балонах, бочках, ж.-д. цистернах або у спеціально обладнаних суднах. Для індустріальних країн характерно наступне зразкове споживання Х.: на виробництво органічних сполук, що містять хлор, - 60-75%; неорганічних сполук, що містять Х. - 10-20%; на відбілювання целюлози та тканин - 5-15%; на санітарні потреби та хлорування води - 2-6% від загального виробітку.
Х. застосовується також для хлорування деяких руд з метою отримання титану, ніобію, цирконію та ін.
Л. М. Якименко.
Х. в організмі. Х. - один із біогенних елементів,постійний компонент тканин рослин та тварин. Зміст Х. в рослинах (багато Х. в галофітах) - від тисячних часток відсотка до цілих відсотків, у тварин - десяті та соті частки відсотка. Добова потреба дорослої людини в Х. (2-4 г) покривається рахунок харчових продуктів. З їжею Х. надходить зазвичай надлишку у вигляді хлориду натрію і хлориду калію. Особливо багаті Х. хліб, м'ясні та молочні продукти. В організмі тварин Х. - основна осмотично активна речовина плазми крові, лімфи, спинномозкової рідини та деяких тканин. Відіграє роль у водно-сольовому обміні,сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з ін. процесами шляхом зміни в розподілі Х. між кров'ю та ін тканинами. Х. бере участь в енергетичному обміні у рослин, активуючи як окисне фосфорилювання,так і фотофосфорилування. Х. позитивно впливає на поглинання корінням кисню. Х. необхідний для утворення кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами.До складу більшості поживних середовищ для штучного культивування рослин Х. не входить. Можливо, у розвиток рослин достатні дуже малі концентрації Х.
М. Я. Школяр.
Отруєння Х . можливі в хімічній, целюлозно-паперовій, текстильній, фармацевтичній промисловості та ін. Х. дратує слизові оболонки очей та дихальних шляхів. До первинних запальних змін зазвичай приєднується вторинна інфекція. Гостро отруєння розвивається майже негайно. При вдиханні середніх та низьких концентрацій Х. відзначаються сором і біль у грудях, сухий кашель, прискорене дихання, різь в очах, сльозотеча, підвищення вмісту лейкоцитів у крові, температури тіла тощо. Можливі бронхопневмонія, токсичний набряк легень, депресивні стани, судоми. У легенях одужання настає через 3-7 добу.Як віддалені наслідки спостерігаються катари верхніх дихальних шляхів, рецидивний бронхіт, пневмосклероз та ін; можлива активізація туберкульозу легень. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій Х. спостерігаються аналогічні, але повільно розвиваються форми захворювання. Профілактика отруєнь: герметизація виробничого обладнання, ефективна вентиляція, при необхідності використання протигазу. Гранично допустима концентрація Х. у повітрі виробничих приміщень 1 мг/м 3 . Виробництво Х., хлорного вапна та ін. хлорвмісних сполук відноситься до виробництв зі шкідливими умовами праці, де по сов. законодавству обмежено застосування праці жінок та неповнолітніх.
А. А. Каспаров.
Літ.:Якименко Л. М., Виробництво хлору, каустичної соди та неорганічних хлорпродуктів, М., 1974; Некрасов Би. Ст, Основи загальної хімії, 3 видавництва, [т.] 1, М., 1973; Шкідливі речовини у промисловості, під ред. Н. Ст, Лазарєва, 6 видавництво, т. 2, Л., 1971; сприятливі ворганічної хімічної, ed. j. c. bailar, v. 1-5, oxf. - , 1973.
реферат
Вперше хлор був отриманий у 1772 р. Шееле, який описав його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської горілки, його здатність взаємодіяти із золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості. Проте Шееле, відповідно до теорії флогістона, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислоту, тобто оксид соляної кислоти.
Бертолле і Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента мурію, проте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електроліз вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і хлор.
Назва елемента походить від грецької clwroz- "Зелений".
Знаходження в природі, отримання:
Природний хлор є сумішшю двох ізотопів 35 Cl і 37 Cl. У земній корі хлор - найпоширеніший галоген. Оскільки хлор дуже активний, у природі він зустрічається тільки у вигляді сполук у складі мінералів: галіту NaCl, сильвіну KCl, сильвініту KCl · NaCl, бішофіту MgCl 2 · 6H 2 O, карналіту KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніту KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Найбільші запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів.
У промислових масштабах хлор одержують разом із гідроксидом натрію та воднем при електролізі розчину кухонної солі:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперації хлору з хлороводню, що є побічним продуктом при промисловому хлоруванні органічних сполук використовується процес Дикону (каталітичне окиснення хлороводню киснем повітря):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
У лабораторіях зазвичай використовують процеси, засновані на окисленні хлороводню сильними окислювачами (наприклад, оксидом марганцю (IV), перманганатом калію, дихроматом калію):
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
Фізичні властивості:
За нормальних умов хлор - жовто-зелений газ із задушливим запахом. Хлор помітно розчиняється у воді (хлорна вода). При 20°C одному обсязі води розчиняється 2,3 об'єму хлору. Температура кипіння = -34 ° C; температура плавлення = -101°C, густина (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Хімічні властивості:
Хлор дуже активний - він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи, металами та неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню та інертних газів). Хлор дуже сильний окислювач, витісняє менш активні неметали (бром, йод) з їх сполук з воднем та металами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
При розчиненні у воді або лугах, хлор дисмутує, утворюючи хлорнуватисту (а при нагріванні хлорну) і соляну кислоти, або їх солі.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Хлор взаємодіє з багатьма органічними сполуками, вступаючи в реакції заміщення або приєднання:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Хлор має сім ступенів окиснення: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Найважливіші сполуки:
Хлороводень HCl- безбарвний газ, повітря димить внаслідок утворення з парами води крапель туману. Має різкий запах, сильно дратує дихальні шляхи. Міститься у вулканічних газах та водах, у шлунковому соку. Хімічні властивості залежать від того, в якому стані він знаходиться (можливо в газоподібному, рідкому стані або в розчині). Розчин HCl називається соляною (хлороводневою) кислотою. Це сильна кислота, що витісняє слабші кислоти з їх солей. Солі - хлориди- Тверді кристалічні речовини з високими температурами плавлення.
Ковалентні хлориди- сполуки хлору з неметалами, гази, рідини або легкоплавкі тверді речовини, що мають характерні кислотні властивості, які, як правило, легко гідролізуються водою з утворенням соляної кислоти:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлору(I) Cl 2 O., газ буро-жовтого кольору з різким запахом. Вражає дихальні органи. Легко розчиняється у воді, утворюючи хлорнувату кислоту.
Хлорновата кислота HClO. Існує лише у розчинах. Це слабка та нестійка кислота. Легко розкладається на соляну кислоту та кисень. Сильний окислювач. Утворюється під час розчинення хлору у воді. Солі - гіпохлорити, малостійкі (NaClO*H 2 O при 70 °C розкладається з вибухом), сильні окисники. Широко використовується для відбілювання та дезінфекції хлорне вапно, змішана сіль Ca(Cl)OCl
Хлориста кислота HClO 2у вільному вигляді нестійка, навіть у розведеному водному розчині вона швидко розкладається. Кислота середньої сили, солі - хлоритиЯк правило, безбарвні і добре розчиняються у воді. На відміну від гіпохлоритів, хлорити виявляють виражені окислювальні властивості лише у кислому середовищі. Найбільше застосування (для відбілювання тканин та паперової маси) має хлорит натрію NaClO 2 .
Оксид хлору(IV) ClO 2, - зеленувато-жовтий газ із неприємним (різким) запахом, ...
Хлорна кислота, HClO 3 - у вільному вигляді нестабільна: диспропорціонує на ClO 2 та HClO 4 . Солі - хлорати; їх найбільше значення мають хлорати натрію, калію, кальцію і магнію. Це сильні окислювачі, які в суміші з відновниками вибухонебезпечні. Хлорат калію ( бертолетова сіль) - KClO 3 використовувалася для отримання кисню в лабораторії, але через високу небезпеку її перестали застосовувати. Розчини хлорату калію застосовувалися як слабкий антисептик, зовнішній лікарський засіб для полоскання горла.
Хлорна кислота HClO 4, у водних розчинах хлорна кислота - найстійкіша з усіх кисневмісних кислот хлору. Безводна хлорна кислота, яку отримують за допомогою концентрованої сірчаної кислоти з 72% HClO 4 мало стійка. Це найсильніша одноосновна кислота (у водному розчині). Солі - перхлорати, Застосовуються як окислювачі (твердопаливні ракетні двигуни).
Застосування:
Хлор застосовують у багатьох галузях промисловості, науки та побутових потреб:
- у виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку;
- для відбілювання тканини та паперу;
- виробництво хлорорганічних інсектицидів - речовин, що вбивають шкідливих для посівів комах, але безпечних для рослин;
- для знезараження води - "хлорування";
- у харчовій промисловості зареєстрований як харчова добавка E925;
- у хімічному виробництві соляної кислоти, хлорного вапна, бертолетової солі, хлоридів металів, отрут, ліків, добрив;
- у металургії для виробництва чистих металів: титану, олова, танталу, ніобію.
Біологічна роль та токсичність:
Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів і входить до складу всіх живих організмів. У тварин та людини, іони хлору беруть участь у підтримці осмотичної рівноваги, хлорид-іон має оптимальний радіус для проникнення через мембрану клітин. Іони хлору життєво необхідні рослинам, беручи участь в енергетичному обміні у рослин, активуючи окисне фосфорилювання.
Хлор у вигляді простої речовини отруйний, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратівливу дію на дихальні шляхи надає при концентрації в повітрі близько 0,006 мг/л (тобто в два рази вище за поріг сприйняття запаху хлору). Хлор був одним із перших хімічних отруйних речовин, використаних Німеччиною у Першу Світову війну.
Короткова Ю., Швецова І.
ХФ ТюмГУ, 571 група.
Джерела: Вікіпедія: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl та ін.,
Сайт РГТУ ім. Д.І.Менделєєва:
Loading...