استخدام الكلور. الكلور عامل مؤكسد قوي جدا. كيف يتم الحصول على الكلور؟
![استخدام الكلور. الكلور عامل مؤكسد قوي جدا. كيف يتم الحصول على الكلور؟](https://i2.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975823.jpg)
الكلور(لات. كلوروم) ، cl ، العنصر الكيميائي للمجموعة السابعة من النظام الدوري لمندلييف ، العدد الذري 17 ، الكتلة الذرية 35.453 ؛ ينتمي إلى العائلة الهالوجينات.في ظل الظروف العادية (0 درجة مئوية ، 0.1 MN / م 2أو 1 كجم ق / سم 2) غاز أصفر مخضر ذو رائحة مزعجة حادة. يتكون H. الطبيعي من نظيرين مستقرين: 35 سنتيلتر (75.77٪) و 37 سنتيلتر (24.23٪). النظائر المشعة ذات الأعداد الكتلية 32 ، 33 ، 34 ، 36 ، 38 ، 39 ، 40 ونصف عمر ( t1/ 2) على التوالي 0.31 ؛ 2.5 ؛ 1.56 ثانية; 3 , 1؟ 10 5 سنوات 37.3 و 55.5 و 1.4 دقيقة. 36 سل و 38 سنتيلتر تستخدم مؤشرات النظائر.
مرجع تاريخي. تم الحصول عليها لأول مرة عام 1774 ك. شيلتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع بيرولوزيت mno 2. ومع ذلك ، فقط في عام 1810 ديفيثبت أن الكلور عنصر وأطلق عليه اسم كلور (من الكلمة اليونانية chlor o s - أصفر-أخضر). في عام 1813 ، تم تعيين J. L. مثلي الجنس لوساكاقترح الاسم X لهذا العنصر.
التوزيع في الطبيعة. يحدث H. في الطبيعة فقط في شكل مركبات. متوسط محتوى الفصل في قشرة الأرض (كلارك) 1.7؟ 10 -2٪ من الوزن ، في الصخور النارية الحمضية - الجرانيت ، إلخ. 2.4؟ 10-2 , في الأساسية و ultrabasic 5؟ 10 -3. تلعب الهجرة المائية دورًا رئيسيًا في تاريخ المسيحية في قشرة الأرض. على شكل cl أيون ، يوجد في المحيط العالمي (1.93٪) ، ومحلول ملحي تحت الأرض وبحيرات مالحة. عدد المعادن الخاصة بها (بشكل رئيسي كلوريدات طبيعية) 97 ، أهمها الهاليت ناسي . ومن المعروف أيضًا ترسبات كبيرة من كلوريد البوتاسيوم والمغنيسيوم والكلوريدات المختلطة: سيلفين kcl ، سيلفينيت(نا ، ك) ج ، كارناليت KCI؟ mgcl2؟ 6 س 2 س ، قايينيت KCI؟ ملغسو 4؟ 3 س 2 س ، bischofite mgci 2؟ 6h2o. في تاريخ الأرض ، كان لتدفق حمض الهيدروكلوريك الموجود في الغازات البركانية إلى الأجزاء العليا من قشرة الأرض أهمية كبيرة.
الخصائص الفيزيائية والكيميائية. H. لديه ركيب -34.05 درجة مئوية ، ر nl - 101 درجة مئوية. كثافة الفصل الغازي في الظروف العادية 3.214 ز / لتر؛ بخار مشبع عند 0 درجة مئوية 12.21 ز / لتر؛ سائل H. عند نقطة غليان 1.557 ز / سم 3 ; بارد صلب عند - 102 درجة مئوية 1.9 ز / سم 3 . ضغط البخار المشبع الفصل عند 0 درجة مئوية 0.369 ؛ عند 25 درجة مئوية 0.772 ؛ عند 100 درجة مئوية 3.814 MN / م 2أو على التوالي 3.69 ؛ 7.72 ؛ 38.14 كجم ق / سم 2 . حرارة الانصهار 90.3 كيلو جول / كجم (21,5 كال / ز) ؛ 288 كيلو جول / كجم (68,8 كال / ز) ؛ السعة الحرارية للغاز عند ضغط ثابت 0.48 كيلو جول /(كلغ? ل) . الثوابت الحرجة H: درجة الحرارة 144 درجة مئوية ، الضغط 7.72 مينيسوتا / م 2 (77,2 كجم ق / سم 2) , الكثافة 573 ز / لتر، حجم محدد 1.745؟ 10-3 لتر / ز. الذوبان (في ز / لتر) X. عند ضغط جزئي 0.1 مينيسوتا / م 2 , أو 1 كجم ق / سم 2 , في الماء 14.8 (0 درجة مئوية) ، 5.8 (30 درجة مئوية) ، 2.8 (70 درجة مئوية) ؛ في الحل 300 ز / لترناسي 1.42 (30 درجة مئوية) ، 0.64 (70 درجة مئوية). أقل من 9.6 درجة مئوية ، تتكون هيدرات الكلور في المحاليل المائية ، وتتغير تركيبة الكلور؟ نح 2 س (حيث ن = 6 × 8) ؛ هذه بلورات صفراء من النظام المكعب ، والتي تتحلل إلى الكلور والماء عندما ترتفع درجة الحرارة. يذوب الكلور جيدًا في ticl 4 و sic1 4 و sncl 4 وبعض المذيبات العضوية (خاصة في الهكسان c 6 h 14 ورابع كلوريد الكربون ccl 4). جزيء X هو ثنائي الذرة (cl 2). درجة التفكك الحراري cl 2 + 243 كيلوجول u 2cl عند 1000 ك هو 2.07؟ 10-40٪ 2500 ك 0.909٪. التكوين الإلكتروني الخارجي للذرة cl 3 س 2 3 ص 5 . وفقًا لهذا ، يُظهر H في المركبات حالات أكسدة تبلغ -1 ، +1 ، +3 ، +4 ، +5 ، +6 ، +7. نصف القطر التساهمي للذرة هو 0.99 å ، نصف القطر الأيوني cl هو 1.82 å ، تقارب ذرة X للإلكترون هو 3.65 evطاقة التأين 12.97 إيف.
كيميائيًا ، الكلور نشط جدًا ؛ فهو يتحد بشكل مباشر مع جميع المعادن تقريبًا (مع وجود بعضها فقط في وجود الرطوبة أو عند تسخينه) ومع غير المعادن (باستثناء الكربون والنيتروجين والأكسجين والغازات الخاملة) ، مما يؤدي إلى تكوين ما يقابل كلوريداتيتفاعل مع العديد من المركبات ، ويحل محل الهيدروجين في الهيدروكربونات المشبعة وينضم إلى المركبات غير المشبعة. يزيح البروم واليود من مركباتهما بالهيدروجين والمعادن ؛ يتم إزاحته من مركبات الكلور مع هذه العناصر بواسطة الفلور. تتفاعل المعادن القلوية في وجود آثار رطوبة مع الكلور مع الاشتعال ؛ تتفاعل معظم المعادن مع الكلور الجاف فقط عند تسخينها. الصلب ، وكذلك بعض المعادن ، تكون مستقرة في جو كلور جاف عند درجات حرارة منخفضة ، لذلك يتم استخدامها لصنع معدات ومرافق تخزين للكلور الجاف. يشتعل الفوسفور في جو من الكلور ، ويشكل pcl 3 ، وعند المزيد من الكلورة ، بي سي إل 5 ؛ الكبريت مع H. عند تسخينه يعطي s 2 cl 2 ، scl 2 ، إلخ. s ن cl م. يتفاعل الزرنيخ والأنتيمون والبزموت والسترونشيوم والتيلوريوم بقوة مع الكلور. يحترق مزيج من الكلور والهيدروجين بلهب عديم اللون أو أصفر مخضر كلوريد الهيدروجين(إنه تفاعل متسلسل)
أقصى درجة حرارة لهب الهيدروجين الكلور هي 2200 درجة مئوية. مخاليط الكلور مع الهيدروجين المحتوية على 5.8 إلى 88.5٪ ساعة 2 قابلة للانفجار.
مع الأكسجين ، يشكل X أكاسيد: cl 2 o ، clo 2 ، cl 2 o 6 ، cl 2 o 7 ، cl 2 o 8 , وكذلك هيبوكلوريت (أملاح حمض تحت الكلور) ، كلوريت ، كلوراتوالبيركلورات. تشكل جميع مركبات الأكسجين الموجودة في الكلور خلائط متفجرة مع مواد تتأكسد بسهولة. أكاسيد الكلور غير مستقرة ويمكن أن تنفجر تلقائيًا ؛ تتحلل الهيبوكلوريت ببطء أثناء التخزين ؛ يمكن أن تنفجر الكلورات والبيركلورات تحت تأثير البادئات.
يتحلل H. في الماء ، مكونًا أحماض هيبوكلوروس وهيدروكلوريك: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. عند معالجة المحاليل المائية للقلويات في البرد ، تتشكل الهيبوكلوريت والكلوريدات: 2naoh + cl 2 \ u003d nacio + naci + h 2 o ، وعند تسخينها - الكلورات. كلورة هيدروكسيد الكالسيوم الجاف مبيض.
عندما تتفاعل الأمونيا مع الكلور ، يتكون ثلاثي كلوريد النيتروجين. . أثناء معالجة المركبات العضوية بالكلور ، يحل الكلور محل الهيدروجين: r-h + ci 2 = rcl + hci ، أو يضيف عبر روابط متعددة لتكوين مركبات عضوية مختلفة تحتوي على الكلور .
أشكال H. مع الهالوجينات الأخرى مركبات الهالوجين.الفلوريدات clf ، clf 3 ، clf 5 شديدة التفاعل ؛ على سبيل المثال ، في جو من clp 3 ، يشتعل الصوف الزجاجي تلقائيًا. مركبات الكلور مع الأكسجين والفلور معروفة - أوكسي فلوريد X .: clo 3 f و clo 2 f 3 و clof و clof 3 وفلور فوق كلورات fclo 4.
إيصال. بدأ إنتاج الكلور تجاريًا في عام 1785 عن طريق تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع ثاني أكسيد المنغنيز أو البيرولوزيت. في عام 1867 ، طور الكيميائي الإنجليزي H. Deacon طريقة لإنتاج الكلور عن طريق أكسدة حمض الهيدروكلوريك مع الأكسجين الجوي في وجود محفز. من نهاية القرن التاسع عشر - بداية القرن العشرين. يتم الحصول على الكلور عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لكلوريدات الفلزات القلوية. بهذه الطرق في السبعينيات. القرن ال 20 يتم إنتاج 90-95٪ من H. في العالم. يتم الحصول على كميات صغيرة من الكلور بشكل عرضي في إنتاج المغنيسيوم والكالسيوم والصوديوم والليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي للكلوريدات المنصهرة. في عام 1975 ، بلغ الإنتاج العالمي من الكلور حوالي 25 مليون طن. ت.يتم استخدام طريقتين رئيسيتين للتحليل الكهربائي للمحاليل المائية من naci: 1) في المحلل الكهربائي مع كاثود صلب وغشاء مرشح مسامي ؛ 2) في المحلل الكهربائي مع كاثود الزئبق. وفقًا لكلتا الطريقتين ، يتم إطلاق غاز X على أنود الجرافيت أو أكسيد التيتانيوم والروثينيوم. وفقًا للطريقة الأولى ، يتم إطلاق الهيدروجين عند الكاثود ويتكون محلول naoh و nacl ، والذي يتم عزل الصودا الكاوية التجارية عن طريق يعالج. وفقًا للطريقة الثانية ، يتشكل ملغم الصوديوم على الكاثود ، عندما يتحلل بالماء النقي في جهاز منفصل ، يتم الحصول على محلول naoh والهيدروجين والزئبق النقي ، والذي يدخل مرة أخرى في الإنتاج. كلتا الطريقتين تعطي 1 تي X. 1.125 تينوح.
يتطلب التحليل الكهربائي الغشائي استثمارات رأسمالية أقل لتنظيم الإنتاج الكيميائي وينتج naoh أرخص. تنتج طريقة الكاثود الزئبقي naoh نقيًا جدًا ، لكن فقدان الزئبق يلوث البيئة. في عام 1970 ، تم إنتاج 62.2٪ من الناتج الكيميائي في العالم بطريقة الكاثود الزئبقي ، و 33.6٪ بطريقة الكاثود الصلب ، و 4.2٪ بطرق أخرى. بعد عام 1970 ، بدأ استخدام التحليل الكهربائي للكاثود الصلب مع غشاء التبادل الأيوني ، مما سمح بالحصول على naoh النقي دون استخدام الزئبق.
طلب. تعتبر صناعة الكلور من أهم فروع الصناعة الكيميائية. تتم معالجة الكميات الرئيسية من الكلور في مكان إنتاجه إلى مركبات تحتوي على الكلور. تخزين ونقل H. في شكل سائل في اسطوانات وبراميل وسكك حديدية. خزانات أو في سفن مجهزة بشكل خاص. بالنسبة للبلدان الصناعية ، يعتبر الاستهلاك التقريبي التالي للكلور نموذجيًا: لإنتاج المركبات العضوية المحتوية على الكلور - 60-75٪ ؛ مركبات غير عضوية تحتوي على الفصل - 10-20٪ ؛ لتبييض اللب والأقمشة - 5-15٪ ؛ للاحتياجات الصحية ومعالجة المياه بالكلور - 2-6٪ من الناتج الإجمالي.
يستخدم الكلور أيضًا في كلورة خامات معينة من أجل استخراج التيتانيوم والنيوبيوم والزركونيوم وغيرها.
إل إم ياكيمنكو.
H. في الجسم. H. هي واحدة من العناصر الحيوية ،مكون دائم من الأنسجة النباتية والحيوانية. محتوى الفصل في النباتات (العديد من الفصل في نباتات ملحية) - من جزء من الألف في المائة إلى نسبة مئوية كاملة ، في الحيوانات - أعشار وأجزاء من المائة في المائة. المتطلبات اليومية لشخص بالغ لـ H. (2-4 جي) مغطى بالطعام. مع الطعام ، عادة ما تأتي جرثومة المعدة بكميات زائدة على شكل كلوريد الصوديوم وكلوريد البوتاسيوم. X. الخبز واللحوم ومنتجات الألبان غنية بشكل خاص. الكلور هو المادة الرئيسية النشطة تناضحيًا في جسم الحيوانات في بلازما الدم والليمفاوية والسائل النخاعي وبعض الأنسجة. يلعب دورًا في تبادل الماء والملح ،مساعدة الأنسجة على الاحتفاظ بالماء. يتم تنظيم التوازن الحمضي القاعدي في الأنسجة جنبًا إلى جنب مع العمليات الأخرى عن طريق تغيير توزيع الكوليسترول بين الدم والأنسجة الأخرى. X. يشارك في استقلاب الطاقة في النباتات ، وينشط كليهما الفسفرة التأكسدية،والفسفرة الضوئية. الفصل له تأثير إيجابي على امتصاص الجذور للأكسجين. الفصل ضروري لتكوين الأكسجين في عملية التمثيل الضوئي المعزول البلاستيدات الخضراء.لا يتم تضمين الفصل في معظم وسائط المغذيات للزراعة الاصطناعية للنباتات. من الممكن أن تكون التركيزات المنخفضة جدًا من Ch كافية لتطوير النبات.
M. يا شكولنيك.
التسمم X . ممكن في الصناعات الكيميائية ولب الورق والورق والمنسوجات والصناعات الدوائية وما إلى ذلك. H. يهيج الأغشية المخاطية للعينين والجهاز التنفسي. العدوى الثانوية عادة ما تنضم إلى التغيرات الالتهابية الأولية. يتطور التسمم الحاد على الفور تقريبًا. عند استنشاق تركيزات متوسطة ومنخفضة من الكلور ، يلاحظ ضيق الصدر والألم ، والسعال الجاف ، والتنفس السريع ، والألم في العين ، والتمزق ، وزيادة محتوى الكريات البيض في الدم ، وزيادة درجة حرارة الجسم ، وما إلى ذلك. الالتهاب الرئوي القصبي ، الوذمة الرئوية السامة ، الاكتئاب ، التشنجات. في الحالات الخفيفة ، يحدث الشفاء في 3-7 يومكعواقب طويلة الأجل ، لوحظ نزلات في الجهاز التنفسي العلوي ، والتهاب الشعب الهوائية المتكرر ، وتصلب الرئة ، وما إلى ذلك ؛ التنشيط المحتمل لمرض السل الرئوي. مع الاستنشاق لفترات طويلة لتركيزات صغيرة من الفصل ، لوحظت أشكال متشابهة ولكن بطيئة التطور من المرض. الوقاية من التسمم: ختم معدات الإنتاج ، والتهوية الفعالة ، إذا لزم الأمر ، استخدام قناع الغاز. التركيز الأقصى المسموح به لـ H. في هواء المنشآت الصناعية 1 ملغ / م 3 . يتم تصنيف إنتاج مواد التبييض والتبييض والمركبات الأخرى المحتوية على الكلور على أنها صناعة ذات ظروف عمل ضارة ، حيث وفقًا لـ Sov. التشريع يقيد عمل النساء والقصر.
أ. كاسباروف.
أشعل.: Yakimenko L.M ، إنتاج الكلور والصودا الكاوية ومنتجات الكلور غير العضوي ، M. ، 1974 ؛ نيكراسوف بي في ، أساسيات الكيمياء العامة ، الطبعة الثالثة ، [المجلد] 1 ، M. ، 1973 ؛ المواد الضارة في الصناعة ، أد. N.V. Lazareva، 6th ed.، vol. 2، L.، 1971؛ كيمياء غير عضوية شاملة ، أد. ي. ج. بيلار ، ق. 1-5 ، أوكسف. - ، 1973.
تحميل الملخص
(بحسب بولينج)
/ سم³
الكلور (χλωρός - أخضر) - عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة ، الفترة الثالثة من النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، برقم ذري 17. ويشار إليه بالرمز Cl (lat. Chlorum). رد الفعل اللافلزية. إنه ينتمي إلى مجموعة الهالوجينات (في الأصل ، استخدم الكيميائي الألماني شفايجر اسم "الهالوجين" للكلور [حرفيًا ، تتم ترجمة "هالوجين" على أنه ملح) ، لكنه لم يتجذر ، وأصبح شائعًا بعد ذلك في السابع مجموعة العناصر التي تشمل الكلور).
مادة الكلور البسيطة (رقم سجل المستخلصات الكيميائية: 7782-50-5) في الظروف العادية هي غاز سام أخضر مصفر ذو رائحة نفاذة. جزيء الكلور ثنائي الذرة (الصيغة Cl2).
مخطط ذرة الكلور
تم الحصول على الكلور لأول مرة في عام 1772 بواسطة Scheele ، الذي وصف إطلاقه أثناء تفاعل البيرولوزيت مع حمض الهيدروكلوريك في أطروحته عن بيرولوزيت:
4HCl + MnO 2 \ u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
وأشار شيل إلى أن رائحة الكلور تشبه رائحة أكوا ريجيا وقدرته على التفاعل مع الذهب والزنجبار ، فضلاً عن خصائصه المبيضة.
ومع ذلك ، اقترح Scheele ، وفقًا لنظرية phlogiston السائدة في الكيمياء في ذلك الوقت ، أن الكلور عبارة عن حمض هيدروكلوريك مزيف ، أي أكسيد حمض الهيدروكلوريك. اقترح بيرثوليت ولافوازييه أن الكلور هو أكسيد لعنصر الموريوم ، لكن محاولات عزله ظلت غير ناجحة حتى عمل ديفي ، الذي تمكن من تحلل ملح الطعام إلى صوديوم وكلور عن طريق التحليل الكهربائي.
التوزيع في الطبيعة
في الطبيعة ، هناك نوعان من نظائر الكلور 35 Cl و 37 Cl. الكلور هو الهالوجين الأكثر وفرة في القشرة الأرضية. الكلور نشط للغاية - فهو يتحد بشكل مباشر مع جميع عناصر الجدول الدوري تقريبًا. لذلك ، في الطبيعة ، يحدث فقط في شكل مركبات في تكوين المعادن: هالايت كلوريد الصوديوم ، سيلفين KCl ، سيلفينيت KCl NaCl ، bischofite MgCl 2 6H2O ، carnallite KCl MgCl 2 6H 2 O ، kainite KCl MgSO 4 3H 2 O. توجد أكبر احتياطيات من الكلور في أملاح مياه البحار والمحيطات.
يمثل الكلور 0.025٪ من العدد الإجمالي للذرات في قشرة الأرض ، وعدد كلارك الكلور 0.19٪ ، وجسم الإنسان يحتوي على 0.25٪ من أيونات الكلور بالكتلة. في البشر والحيوانات ، يوجد الكلور بشكل أساسي في السوائل بين الخلايا (بما في ذلك الدم) ويلعب دورًا مهمًا في تنظيم العمليات التناضحية ، وكذلك في العمليات المرتبطة بعمل الخلايا العصبية.
تكوين النظائر
يوجد في الطبيعة نظيران ثابتان للكلور: بعدد كتلي 35 و 37. نسب محتواها على التوالي 75.78٪ و 24.22٪.
النظائر | الكتلة النسبية ، a.m.u. | نصف الحياة | نوع الاضمحلال | تدور نووي |
---|---|---|---|---|
35 سل | 34.968852721 | مستقر | — | 3/2 |
36 سل | 35.9683069 | 301000 سنة | β تسوس في 36 Ar | 0 |
37 سل | 36.96590262 | مستقر | — | 3/2 |
38 سل | 37.9680106 | 37.2 دقائق | β تسوس في 38 Ar | 2 |
39 سل | 38.968009 | 55.6 دقائق | β تسوس في 39 Ar | 3/2 |
40 سل | 39.97042 | 1.38 دقائق | β تسوس في 40 Ar | 2 |
41 سل | 40.9707 | 34 ج | β تسوس في 41 Ar | |
42 سل | 41.9732 | 46.8 ثانية | β- تسوس في 42 Ar | |
43 سل | 42.9742 | 3.3 ثانية | β تسوس في 43 Ar |
الخصائص الفيزيائية والكيميائية
في الظروف العادية ، الكلور غاز أصفر مخضر ذو رائحة خانقة. يتم عرض بعض خصائصه الفيزيائية في الجدول.
بعض الخصائص الفيزيائية للكلور
ملكية | معنى |
---|---|
درجة حرارة الغليان | -34 درجة مئوية |
درجة حرارة الانصهار | -101 درجة مئوية |
درجة حرارة التحلل (التفكك في الذرات) |
~ 1400 درجة مئوية |
الكثافة (غاز ، n.o.s.) | 3.214 جم / لتر |
تقارب لإلكترون الذرة | 3.65 فولت |
طاقة التأين الأولى | 12.97 فولت |
السعة الحرارية (298 كلفن ، غاز) | 34.94 (جول / مول كلفن) |
حرارة حرجة | 144 درجة مئوية |
ضغط حرج | 76 صراف آلي |
المحتوى الحراري القياسي للتكوين (298 كلفن ، غاز) | 0 (كيلوجول / مول) |
الانتروبيا المعيارية للتكوين (298 كلفن ، غاز) | 222.9 (جول / مول كلفن) |
المحتوى الحراري للانصهار | 6.406 (كيلوجول / مول) |
غليان المحتوى الحراري | 20.41 (كيلوجول / مول) |
عند تبريده ، يتحول الكلور إلى سائل عند درجة حرارة حوالي 239 كلفن ، ثم أقل من 113 كلفن ، يتبلور إلى شبكة معظمة مع مجموعة فضاء cmcaوالمعلمات أ = 6.29 ب = 4.50 ، ج = 8.21. أقل من 100 كلفن ، يتحول التعديل المعيني للكلور البلوري إلى رباعي الزوايا ، والذي يحتوي على مجموعة فضائية P4 2 / ncmومعلمات الشبكة أ = 8.56 و ج = 6.12.
الذوبان
مذيب | الذوبان جم / 100 جم |
---|---|
البنزين | قابل للذوبان |
الماء (0 درجة مئوية) | 1,48 |
الماء (20 درجة مئوية) | 0,96 |
الماء (25 درجة مئوية) | 0,65 |
ماء (40 درجة مئوية) | 0,46 |
ماء (60 درجة مئوية) | 0,38 |
ماء (80 درجة مئوية) | 0,22 |
رابع كلوريد الكربون (0 درجة مئوية) | 31,4 |
رابع كلوريد الكربون (19 درجة مئوية) | 17,61 |
رابع كلوريد الكربون (40 درجة مئوية) | 11 |
كلوروفورم | عالي الذوبان |
TiCl 4 ، SiCl 4 ، SnCl 4 | قابل للذوبان |
في الضوء أو عند تسخينه ، يتفاعل (أحيانًا مع الانفجار) مع الهيدروجين بآلية جذرية. تنفجر مخاليط الكلور مع الهيدروجين ، المحتوية على نسبة 5.8 إلى 88.3٪ هيدروجين ، عند تعريضها للإشعاع بتكوين كلوريد الهيدروجين. مزيج من الكلور والهيدروجين بتركيزات صغيرة يحترق بلهب عديم اللون أو أصفر مخضر. أقصى درجة حرارة لهب الهيدروجين والكلور هي 2200 درجة مئوية:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (على سبيل المثال) → 2ClF 3
خصائص أخرى
Cl 2 + CO → COCl 2عند إذابته في الماء أو القلويات ، يتفكك الكلور مكونًا هيبوكلوروس (وعند تسخين البيركلوريك) وأحماض الهيدروكلوريك أو أملاحها:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca (OH) 2 → CaCl (OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 سل
الخواص المؤكسدة للكلور
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S.التفاعلات مع المواد العضوية
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClيرتبط بالمركبات غير المشبعة بواسطة روابط متعددة:
CH 2 \ u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2-Cl
تستبدل المركبات العطرية ذرة الهيدروجين بالكلور في وجود المحفزات (على سبيل المثال ، AlCl 3 أو FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
طرق الكلور لإنتاج الكلور
الطرق الصناعية
في البداية ، كانت الطريقة الصناعية لإنتاج الكلور تعتمد على طريقة Scheele ، أي تفاعل البيرولوزيت مع حمض الهيدروكلوريك:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anode: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 كاثود: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2 أوه-
نظرًا لأن التحليل الكهربائي للماء يتم بالتوازي مع التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم ، يمكن التعبير عن المعادلة الكلية على النحو التالي:
1.80 كلوريد الصوديوم + 0.50 H 2 O → 1.00 Cl 2 + 1.10 NaOH + 0.03 H 2
تم استخدام ثلاثة أنواع مختلفة من الطريقة الكهروكيميائية لإنتاج الكلور. اثنان منهم عبارة عن تحليل كهربائي باستخدام الكاثود الصلب: طرق الحجاب الحاجز والغشاء ، والثالث هو التحليل الكهربائي باستخدام الكاثود السائل (طريقة إنتاج الزئبق). من بين طرق الإنتاج الكهروكيميائية ، يعتبر التحليل الكهربائي كاثود الزئبق الطريقة الأسهل والأكثر ملاءمة ، ولكن هذه الطريقة تسبب أضرارًا بيئية كبيرة بسبب تبخر وتسرب الزئبق المعدني.
طريقة الحجاب الحاجز مع الكاثود الصلب
ينقسم تجويف الخلية بواسطة قسم مسامي من الأسبستوس - الحجاب الحاجز - إلى مساحة الكاثود والأنود ، حيث يوجد الكاثود والأنود للخلية على التوالي. لذلك ، غالبًا ما يُطلق على هذا المحلل الكهربائي اسم التحليل الكهربائي الغشائي ، وطريقة الإنتاج هي التحليل الكهربائي للحجاب الحاجز. يدخل تيار من anolyte المشبع (محلول NaCl) باستمرار إلى مساحة الأنود لخلية الحجاب الحاجز. نتيجة للعملية الكهروكيميائية ، يتم إطلاق الكلور في الأنود بسبب تحلل الهاليت ، ويتم إطلاق الهيدروجين عند الكاثود بسبب تحلل الماء. في هذه الحالة ، يتم إثراء المنطقة القريبة من الكاثود بهيدروكسيد الصوديوم.
طريقة الغشاء مع الكاثود الصلب
تشبه طريقة الغشاء بشكل أساسي طريقة الحجاب الحاجز ، ولكن يتم فصل مسافات الأنود والكاثود بواسطة غشاء بوليمر للتبادل الكاتيوني. تعتبر طريقة إنتاج الغشاء أكثر كفاءة من طريقة الحجاب الحاجز ، ولكنها أكثر صعوبة في الاستخدام.
طريقة الزئبق مع الكاثود السائل
تتم العملية في حمام إلكتروليتي ، يتكون من محلل كهربي ومحلل ومضخة زئبق متصلة ببعضها البعض عن طريق الاتصالات. في الحمام الإلكتروليتي ، تحت تأثير مضخة الزئبق ، يدور الزئبق ، ويمر عبر المحلل الكهربائي والمحلل. كاثود الخلية عبارة عن تيار من الزئبق. الأنودات - الجرافيت أو التآكل المنخفض. جنبًا إلى جنب مع الزئبق ، يتدفق تيار من الأنوليت ، وهو محلول من كلوريد الصوديوم ، باستمرار عبر المُحَلِّل الكهربائي. نتيجة للتحلل الكهروكيميائي للكلوريد ، تتشكل جزيئات الكلور عند القطب الموجب ، ويذوب الصوديوم المنطلق في الزئبق عند الكاثود ، مكونًا ملغمًا.
طرق المختبر
في المختبرات ، للحصول على الكلور ، عادةً ما تستخدم العمليات القائمة على أكسدة كلوريد الهيدروجين بعوامل مؤكسدة قوية (على سبيل المثال ، أكسيد المنغنيز (IV) ، برمنجنات البوتاسيوم ، ثنائي كرومات البوتاسيوم):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
تخزين الكلور
يتم تخزين الكلور الناتج في "خزانات" خاصة أو يتم ضخه في أسطوانات فولاذية عالية الضغط. الأسطوانات التي تحتوي على الكلور السائل تحت الضغط لها لون خاص - لون المستنقع. وتجدر الإشارة إلى أنه أثناء الاستخدام المطول لأسطوانات الكلور ، يتراكم ثلاثي كلوريد النيتروجين شديد الانفجار فيها ، وبالتالي ، من وقت لآخر ، يجب تنظيف أسطوانات الكلور وتنظيفها بشكل روتيني من كلوريد النيتروجين.
معايير جودة الكلور
وفقًا لـ GOST 6718-93 "الكلور السائل. المواصفات "يتم إنتاج درجات الكلور التالية
طلب
يستخدم الكلور في العديد من الصناعات والعلوم والاحتياجات المحلية:
- في إنتاج البولي فينيل كلوريد ، والمركبات البلاستيكية ، والمطاط الصناعي ، والتي تستخدم في صنع: عزل الأسلاك ، وملامح النوافذ ، ومواد التعبئة والتغليف ، والملابس والأحذية ، ومشمع الأسطوانات ، والورنيش ، والمعدات والبلاستيك الرغوي ، ولعب الأطفال ، وأجزاء الأجهزة ، مواد بناء. يتم إنتاج كلوريد البوليفينيل عن طريق بلمرة كلوريد الفينيل ، والذي يتم الحصول عليه اليوم في أغلب الأحيان من الإيثيلين بطريقة متوازنة الكلور من خلال وسيط 1،2-ثنائي كلورو الإيثان.
- عُرفت خصائص التبييض الخاصة بالكلور منذ العصور القديمة ، على الرغم من أن الكلور نفسه ليس "المبيض" ، ولكن الأكسجين الذري ، الذي يتكون أثناء تحلل حمض هيبوكلوروس: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + س .. تم استخدام هذه الطريقة في تبييض الأقمشة والورق والكرتون لعدة قرون.
- إنتاج المبيدات الحشرية العضوية الكلورية - وهي مواد تقتل الحشرات الضارة بالمحاصيل ولكنها آمنة للنباتات. يتم إنفاق جزء كبير من الكلور المنتج للحصول على منتجات وقاية النبات. أحد أهم المبيدات الحشرية هو سداسي كلورو حلقي الهكسان (يشار إليه غالبًا باسم سداسي كلوران). تم تصنيع هذه المادة لأول مرة في عام 1825 بواسطة فاراداي ، لكنها وجدت تطبيقًا عمليًا فقط بعد أكثر من 100 عام - في الثلاثينيات من القرن الحالي.
- تم استخدامه كعامل حرب كيميائية ، وكذلك لإنتاج عوامل الحرب الكيميائية الأخرى: غاز الخردل والفوسجين.
- لتطهير المياه - "المعالجة بالكلور". الطريقة الأكثر شيوعًا لتطهير مياه الشرب ؛ يعتمد على قدرة الكلور الحر ومركباته على تثبيط أنظمة إنزيم الكائنات الحية الدقيقة التي تحفز عمليات الأكسدة والاختزال. لتطهير مياه الشرب ، يتم استخدام الكلور وثاني أكسيد الكلور والكلورامين والتبييض. تحدد SanPiN 2.1.4.1074-01 الحدود التالية (الممر) للمحتوى المسموح به من الكلور المتبقي الحر في مياه الشرب من إمدادات المياه المركزية 0.3 - 0.5 مجم / لتر. ينتقد عدد من العلماء وحتى السياسيين في روسيا مفهوم المعالجة بالكلور لمياه الصنبور ، لكنهم لا يستطيعون تقديم بديل للتأثير اللاحق للتطهير لمركبات الكلور. تتفاعل المواد التي تُصنع منها أنابيب المياه بشكل مختلف مع مياه الصنبور المكلورة. يقلل الكلور الحر في مياه الصنبور بشكل كبير من عمر خطوط الأنابيب القائمة على البولي أوليفينات: أنابيب البولي إيثيلين بأنواعها المختلفة ، بما في ذلك البولي إيثيلين المتقاطع ، والمعروف أكثر باسم PEX (PEX ، PE-X). في الولايات المتحدة الأمريكية ، من أجل التحكم في دخول خطوط الأنابيب المصنوعة من المواد البوليمرية لاستخدامها في أنظمة إمدادات المياه بالمياه المكلورة ، تم اعتماد 3 معايير: ASTM F2023 للأنابيب والأغشية والعضلات الهيكلية. تؤدي هذه القنوات وظائف مهمة في تنظيم حجم السائل ، ونقل الأيونات عبر الظهارة ، وتثبيت إمكانات الغشاء ، وتشارك في الحفاظ على درجة حموضة الخلية. يتراكم الكلور في الأنسجة الحشوية والجلد وعضلات الهيكل العظمي. يمتص الكلور بشكل رئيسي في الأمعاء الغليظة. يرتبط امتصاص وإفراز الكلور ارتباطًا وثيقًا بأيونات الصوديوم والبيكربونات ، إلى حد أقل مع القشرانيات المعدنية ونشاط Na + / K + - ATP-ase. يتراكم 10-15٪ من الكلور في الخلايا ، من 1/3 إلى 1/2 - في كريات الدم الحمراء. يوجد حوالي 85٪ من الكلور في الفضاء خارج الخلوي. يُفرز الكلور من الجسم بشكل رئيسي مع البول (90-95٪) والبراز (4-8٪) ومن خلال الجلد (حتى 2٪). يرتبط إفراز الكلور بأيونات الصوديوم والبوتاسيوم ، وبالمقابل مع HCO3 - (التوازن الحمضي القاعدي).
يستهلك الشخص 5-10 جم من كلوريد الصوديوم يوميًا.الحد الأدنى لاحتياجات الإنسان من الكلور حوالي 800 مجم يوميًا. يتلقى الرضيع الكمية اللازمة من الكلور من خلال لبن الأم الذي يحتوي على 11 مليمول / لتر من الكلور. كلوريد الصوديوم ضروري لإنتاج حمض الهيدروكلوريك في المعدة ، مما يعزز الهضم وتدمير البكتيريا المسببة للأمراض. في الوقت الحاضر ، لا يزال دور الكلور في حدوث أمراض معينة لدى البشر غير مفهوم جيدًا ، ويرجع ذلك أساسًا إلى قلة عدد الدراسات. يكفي أن نقول إنه حتى التوصيات بشأن الاستهلاك اليومي للكلور لم يتم تطويرها. تحتوي الأنسجة العضلية البشرية على 0.20-0.52٪ كلور ، عظم - 0.09٪ ؛ في الدم - 2.89 جم / لتر. في جسم الإنسان العادي (وزن الجسم 70 كجم) 95 جم من الكلور. كل يوم مع الطعام ، يتلقى الشخص 3-6 غرام من الكلور ، والتي تغطي الزائدة الحاجة إلى هذا العنصر.
أيونات الكلور حيوية للنباتات. يشارك الكلور في استقلاب الطاقة في النباتات عن طريق تنشيط الفسفرة المؤكسدة. من الضروري تكوين الأكسجين في عملية التمثيل الضوئي بواسطة البلاستيدات الخضراء المعزولة ، ويحفز العمليات المساعدة لعملية التمثيل الضوئي ، في المقام الأول تلك المرتبطة بتراكم الطاقة. للكلور تأثير إيجابي على امتصاص الجذور لمركبات الأكسجين والبوتاسيوم والكالسيوم والمغنيسيوم. يمكن أن يكون للتركيز المفرط من أيونات الكلور في النباتات أيضًا جانبًا سلبيًا ، على سبيل المثال ، تقليل محتوى الكلوروفيل ، وتقليل نشاط التمثيل الضوئي ، وتأخير نمو وتطور نباتات Baskunchak الكلور). كان الكلور من أوائل السموم الكيميائية المستخدمة
- بمساعدة معدات المختبرات التحليلية والمختبرات والأقطاب الصناعية ، على وجه الخصوص: الأقطاب المرجعية ESr-10101 لتحليل محتوى Cl- و K +.
طلبات الكلور ، تم العثور عليها من خلال طلبات الكلور
التفاعل والتسمم والماء والتفاعلات والحصول على الكلور
- أكسيد
- حل
- الأحماض
- روابط
- ملكيات
- تعريف
- ثاني أكسيد
- معادلة
- وزن
- نشيط
- سائل
- مادة
- طلب
- فعل
- حالة الأكسدة
- هيدروكسيد
بغض النظر عن مدى شعورنا بالسلبية تجاه الحمامات العامة ، فإن الطبيعة تملي قواعدها الخاصة ، وعليك زيارتها. بالإضافة إلى الروائح الطبيعية (لهذا المكان) ، هناك رائحة مألوفة أخرى هي مادة التبييض المستخدمة لتطهير الغرفة. حصل على اسمه بسبب العنصر النشط الرئيسي فيه - Cl. دعنا نتعرف على هذا العنصر الكيميائي وخصائصه ، ونقدم أيضًا وصفًا للكلور حسب الموضع في النظام الدوري.
كيف تم اكتشاف هذا العنصر
لأول مرة تم تصنيع مركب يحتوي على الكلور (HCl) في عام 1772 من قبل الكاهن البريطاني جوزيف بريستلي.
بعد عامين ، تمكن زميله السويدي كارل شيل من وصف طريقة لفصل الكلور باستخدام التفاعل بين حمض الهيدروكلوريك وثاني أكسيد المنغنيز. ومع ذلك ، لم يفهم هذا الكيميائي أن عنصرًا كيميائيًا جديدًا يتم تصنيعه نتيجة لذلك.
استغرق العلماء ما يقرب من 40 عامًا لتعلم كيفية استخراج الكلور في الممارسة العملية. تم تنفيذ هذا لأول مرة من قبل البريطاني همفري ديفي في عام 1811. وبذلك استخدم رد فعل مختلفًا عن أسلافه النظريين. قام ديفي بتفكيك كلوريد الصوديوم (المعروف باسم ملح الطعام) عن طريق التحليل الكهربائي.
بعد دراسة المادة الناتجة ، أدرك الكيميائي البريطاني أنها كانت عنصرية. بعد هذا الاكتشاف ، لم يسمه ديفي فقط - الكلور (الكلور) ، ولكنه تمكن أيضًا من وصف الكلور ، على الرغم من أنه كان بدائيًا للغاية.
تحول الكلور إلى كلور (كلور) بفضل جوزيف جاي لوساك وهو موجود بهذا الشكل بالفرنسية والألمانية والروسية والبيلاروسية والأوكرانية والتشيكية والبلغارية وبعض اللغات الأخرى اليوم. في اللغة الإنجليزية حتى يومنا هذا ، يتم استخدام اسم "كلورين" واللغتين الإيطالية والإسبانية "كلورو".
تم وصف العنصر قيد الدراسة بمزيد من التفصيل بواسطة Jens Berzelius في عام 1826. وكان هو الذي كان قادرًا على تحديد كتلته الذرية.
ما هو الكلور (Cl)
بعد النظر في تاريخ اكتشاف هذا العنصر الكيميائي ، يجدر معرفة المزيد عنه.
اشتق اسم الكلور من الكلمة اليونانية χλωρός ("أخضر"). تم إعطاؤه بسبب لون هذه المادة المصفر والأخضر.
يوجد الكلور من تلقاء نفسه كغاز ثنائي الذرة Cl 2 ، ولكن في هذا الشكل لا يحدث عمليًا في الطبيعة. في كثير من الأحيان يظهر في مركبات مختلفة.
بالإضافة إلى الظل المميز ، يتميز الكلور برائحة حلوة نفاذة. إنها مادة شديدة السمية ، لذلك إذا دخلت الهواء واستنشقها شخص أو حيوان ، يمكن أن تؤدي إلى وفاتهم في غضون بضع دقائق (اعتمادًا على تركيز الكلور).
نظرًا لأن الكلور أثقل بمقدار 2.5 مرة من الهواء ، فسيظل دائمًا تحته ، أي بالقرب من الأرض نفسها. لهذا السبب ، إذا كنت تشك في وجود Cl ، يجب أن تتسلق أعلى مستوى ممكن ، حيث سيكون هناك تركيز أقل لهذا الغاز.
أيضًا ، على عكس بعض المواد السامة الأخرى ، فإن المواد المحتوية على الكلور لها لون مميز ، مما يسمح بتحديدها بصريًا والتصرف بناءً عليها. تساعد معظم أقنعة الغاز القياسية في حماية أعضاء الجهاز التنفسي والأغشية المخاطية من تلف الكلور. ومع ذلك ، من أجل السلامة الكاملة ، يجب اتخاذ تدابير أكثر جدية ، حتى تحييد المادة السامة.
ومن الجدير بالذكر أنه مع استخدام الألمان للكلور كغاز سام عام 1915 ، بدأت الأسلحة الكيماوية تاريخها. نتيجة استخدام ما يقرب من 200 طن من المادة ، أصيب 15 ألف شخص بالتسمم في بضع دقائق. توفي ثلثهم على الفور تقريبًا ، وتلقى الثلث أضرارًا دائمة ، وتمكن 5 آلاف فقط من الفرار.
لماذا لا تزال هذه المادة الخطرة غير محظورة ويتم استخراج ملايين الأطنان سنويًا؟ الأمر كله يتعلق بخصائصه الخاصة ، ولفهمها ، يجدر النظر في خصائص الكلور. أسهل طريقة للقيام بذلك هي باستخدام الجدول الدوري.
توصيف الكلور في النظام الدوري
![](https://i1.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975821.jpg)
الكلور مثل الهالوجين
بالإضافة إلى السمية الشديدة والرائحة النفاذة (مميزة لجميع ممثلي هذه المجموعة) ، فإن الكلورين قابل للذوبان في الماء بدرجة عالية. والتأكيد العملي على ذلك هو إضافة المنظفات المحتوية على الكلور إلى مياه البركة.
عند ملامسة الهواء الرطب ، تبدأ المادة المعنية بالتدخين.
خصائص Cl كمادة غير معدنية
بالنظر إلى الخصائص الكيميائية للكلور ، يجدر الانتباه إلى خصائصه غير المعدنية.
لديه القدرة على تكوين مركبات من جميع المعادن واللافلزات تقريبًا. مثال على ذلك هو التفاعل مع ذرات الحديد: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.
غالبًا ما يكون من الضروري استخدام المحفزات لإجراء التفاعلات. يمكن لعب هذا الدور بواسطة H 2 O.
غالبًا ما تكون التفاعلات مع Cl ماصة للحرارة (تمتص الحرارة).
وتجدر الإشارة إلى أنه في شكل بلوري (في شكل مسحوق) ، يتفاعل الكلور مع المعادن فقط عند تسخينه إلى درجات حرارة عالية.
يتفاعل مع غير الفلزات الأخرى (باستثناء O 2 ، N ، F ، C والغازات الخاملة) ، يشكل Cl مركبات - الكلوريدات.
عند التفاعل مع O 2 ، تتشكل أكاسيد غير مستقرة للغاية وعرضة للتحلل. في نفوسهم ، يمكن أن تظهر حالة أكسدة Cl من +1 إلى +7.
عند التفاعل مع F ، تتشكل الفلوريدات. يمكن أن تكون درجة الأكسدة الخاصة بهم مختلفة.
الكلور: صفة لمادة ما من حيث خواصها الفيزيائية
بالإضافة إلى الخصائص الكيميائية ، فإن العنصر قيد النظر له أيضًا خصائص فيزيائية.
![](https://i1.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975820.jpg)
تأثير درجة الحرارة على الحالة الكلية لـ Cl
بعد النظر في الخصائص الفيزيائية لعنصر الكلور ، نفهم أنه قادر على الدخول في حالات مختلفة من التجميع. كل هذا يتوقف على نظام درجة الحرارة.
Cl هو غاز شديد التآكل في حالته الطبيعية. ومع ذلك ، يمكنه التسييل بسهولة. هذا يتأثر بالحرارة والضغط. على سبيل المثال ، إذا كانت تساوي 8 أجواء وكانت درجة الحرارة +20 درجة مئوية ، فإن Cl 2 هو سائل أصفر حمضي. إنه قادر على الحفاظ على حالة التجميع هذه حتى +143 درجة ، إذا استمر الضغط أيضًا في الارتفاع.
عند الوصول إلى -32 درجة مئوية ، تتوقف حالة الكلور عن الاعتماد على الضغط ، ويستمر في البقاء سائلاً.
يحدث تبلور المادة (الحالة الصلبة) عند -101 درجة.
حيث توجد الطبيعة Cl
بعد النظر في الخصائص العامة للكلور ، يجدر معرفة أين يمكن العثور على هذا العنصر الصعب في الطبيعة.
نظرًا لفاعلية عالية ، فإنه يكاد لا يتم العثور عليه في شكله النقي (لذلك ، في بداية دراسة هذا العنصر ، استغرق العلماء سنوات لتعلم كيفية تصنيعه). عادة ما يوجد الكلورين في مركبات من معادن مختلفة: الهاليت ، سيلفين ، كاينايت ، بيشوفيت ، إلخ.
الأهم من ذلك كله ، أنه يوجد في الأملاح المستخرجة من مياه البحر أو المحيط.
تأثير على الجسم
عند النظر في خصائص الكلور ، قيل أكثر من مرة أنه سام للغاية. في الوقت نفسه ، لا توجد ذرات المادة في المعادن فقط ، ولكن أيضًا في جميع الكائنات الحية تقريبًا ، من النباتات إلى البشر.
نظرًا لخصائصها الخاصة ، تخترق أيونات الكلورين أغشية الخلايا بشكل أفضل من غيرها (لذلك ، يوجد أكثر من 80٪ من الكلور في جسم الإنسان في الفضاء بين الخلايا).
جنبا إلى جنب مع K ، Cl هو المسؤول عن تنظيم توازن الماء والملح ، ونتيجة لذلك ، عن المساواة التناضحية.
على الرغم من هذا الدور المهم في الجسم ، فإن الكلورين النقي 2 يقتل جميع الكائنات الحية - من الخلايا إلى الكائنات الحية بأكملها. ومع ذلك ، في الجرعات الخاضعة للرقابة والتعرض قصير المدى ، ليس لديه الوقت للتسبب في الضرر.
مثال حي على البيان الأخير هو أي تجمع. كما تعلم ، يتم تطهير المياه في مثل هذه المؤسسات باستخدام Cl. في الوقت نفسه ، إذا كان الشخص نادراً ما يزور مثل هذه المؤسسة (مرة واحدة في الأسبوع أو في الشهر) ، فمن غير المرجح أن يعاني من وجود هذه المادة في الماء. ومع ذلك ، فإن موظفي هذه المؤسسات ، وخاصة أولئك الذين يقيمون في الماء طوال اليوم تقريبًا (المنقذين والمدربين) غالبًا ما يعانون من أمراض جلدية أو ضعف في جهاز المناعة.
فيما يتعلق بكل هذا ، بعد زيارة حمامات السباحة ، من الضروري الاستحمام - لغسل بقايا الكلور المحتملة من الجلد والشعر.
الاستخدام البشري لـ Cl
مع الأخذ في الاعتبار توصيف الكلور بأنه عنصر "متقلب" (عندما يتعلق الأمر بالتفاعل مع مواد أخرى) ، سيكون من المثير للاهتمام معرفة أنه كثيرًا ما يستخدم في الصناعة.
بادئ ذي بدء ، يتم استخدامه لتطهير العديد من المواد.
يستخدم Cl أيضًا في تصنيع أنواع معينة من مبيدات الآفات ، مما يساعد على إنقاذ المحاصيل من الآفات.
تساعد قدرة هذه المادة على التفاعل مع جميع عناصر الجدول الدوري تقريبًا (خاصية الكلور على أنه مادة غير معدنية) على استخلاص أنواع معينة من المعادن (Ti و Ta و Nb) ، بالإضافة إلى الجير وحمض الهيدروكلوريك مع يساعد.
بالإضافة إلى كل ما سبق ، يستخدم Cl في إنتاج المواد الصناعية (كلوريد البوليفينيل) والأدوية (الكلورهيكسيدين).
ومن الجدير بالذكر أنه تم العثور اليوم على مطهر أكثر فعالية وأمانًا - الأوزون (O 3). ومع ذلك ، فإن إنتاجه أغلى من الكلور ، وهذا الغاز غير مستقر أكثر من الكلور (وصف موجز للخصائص الفيزيائية في 6-7 ص). لذلك ، قلة هي القادرة على استخدام الأوزون بدلاً من الكلورة.
كيف يتم إنتاج الكلور؟
اليوم ، تُعرف العديد من الطرق لتركيب هذه المادة. كل منهم ينقسم إلى فئتين:
- المواد الكيميائية.
- الكهروكيميائية.
في الحالة الأولى ، يتم الحصول على Cl نتيجة تفاعل كيميائي. ومع ذلك ، فهي مكلفة للغاية وغير فعالة من الناحية العملية.
لذلك ، يفضل استخدام الطرق الكهروكيميائية (التحليل الكهربائي) في الصناعة. هناك ثلاثة منهم: التحليل الكهربائي للغشاء والغشاء والزئبق.
تقع في غرب فلاندرز بلدة صغيرة. ومع ذلك ، فإن اسمها معروف في جميع أنحاء العالم وسيظل طويلاً في ذاكرة البشرية كرمز لواحدة من أعظم الجرائم ضد الإنسانية. هذه المدينة هي إيبرس. Crecy - Ypres - Hiroshima - معالم على طريق تحويل الحرب إلى آلة تدمير عملاقة.
في بداية عام 1915 ، تشكلت ما يسمى بحافة Ypres على خط المواجهة الغربي. انحصرت قوات الحلفاء الأنجلو-فرنسية شمال شرق إبرس في الأراضي التي احتلها الجيش الألماني. قررت القيادة الألمانية شن هجوم مضاد وتسوية خط المواجهة. في صباح يوم 22 أبريل / نيسان ، عندما انفجرت شقة شمال شرق ، بدأ الألمان استعدادًا غير عادي للهجوم - فقد نفذوا أول هجوم بالغاز في تاريخ الحروب. في قطاع Ypres الأمامي ، تم فتح 6000 اسطوانة من الكلور في وقت واحد. في غضون خمس دقائق ، تشكلت سحابة ضخمة سامة ، تزن 180 طناً ، صفراء وخضراء ، تحركت ببطء نحو خنادق العدو.
لا أحد يتوقع هذا. كانت القوات الفرنسية والبريطانية تستعد للهجوم ، لقصف مدفعي ، وحفر الجنود بأمان ، لكنهم كانوا غير مسلحين تمامًا أمام سحابة الكلور المدمرة. اخترق الغاز القاتل جميع الشقوق ، في جميع الملاجئ. كانت نتائج الهجوم الكيميائي الأول (وأول انتهاك لاتفاقية لاهاي لعام 1907 بشأن عدم استخدام المواد السامة!) مذهلة - الكلورضرب حوالي 15 ألف شخص ، ونحو 5 آلاف - حتى الموت. وكل هذا - من أجل تسوية الخط الأمامي بطول 6 كم! بعد شهرين ، شن الألمان هجومًا بالكلور على الجبهة الشرقية أيضًا. وبعد ذلك بعامين ، زادت إيبرس من سمعتها السيئة. خلال معركة عنيفة في 12 يوليو 1917 ، تم استخدام مادة سامة ، سميت فيما بعد بغاز الخردل ، لأول مرة في منطقة هذه المدينة. الخردل مشتق من الكلور ثنائي كلورو إيثيل كبريتيد.
استذكرنا هذه الأحداث التاريخية ، المرتبطة ببلدة صغيرة وعنصر كيميائي واحد ، لكي نظهر مدى خطورة العنصر رقم 17 في أيدي المجانين المتطرفين. هذه أحلك صفحة في تاريخ الكلور. لكن سيكون من الخطأ تمامًا أن نرى في الكلور مادة سامة فقط ومادة خام لإنتاج مواد سامة أخرى ...
تاريخ عنصر الكلور قصير نسبيًا ، حيث يعود تاريخه إلى عام 1774. تاريخ مركبات الكلور قديم قدم العالم. يكفي أن نتذكر أن كلوريد الصوديوم هو ملح طعام. وعلى ما يبدو ، حتى في عصور ما قبل التاريخ ، لوحظت قدرة الملح في حفظ اللحوم والأسماك.
تعود أقدم الاكتشافات الأثرية - دليل على استخدام الملح من قبل الإنسان إلى حوالي 3-4 آلاف قبل الميلاد. لكن أقدم وصف لاستخراج الملح الصخري موجود في كتابات المؤرخ اليوناني هيرودوت (القرن الخامس قبل الميلاد). يصف هيرودوت تعدين الملح الصخري في ليبيا. في واحة سينه في وسط الصحراء الليبية كان المعبد الشهير للإله عمون رع. لهذا سميت ليبيا بـ "الأمونيا" ، وكان الاسم الأول للملح الصخري هو "sal ammoniacum". لاحقًا ، بدءًا من القرن الثالث عشر تقريبًا. م ، تم تعيين هذا الاسم لكلوريد الأمونيوم.
يصف التاريخ الطبيعي لبليني الأكبر طريقة لفصل الذهب عن المعادن الأساسية عن طريق التكليس بالملح والطين. وأحد الأوصاف الأولى لتنقية كلوريد الصوديوم موجود في كتابات الطبيب والكيميائي العربي الكبير جابر بن حيان (في الهجاء الأوروبي - جابر).
من المحتمل جدًا أن الخيميائيين واجهوا أيضًا عنصر الكلور ، كما هو الحال في بلدان الشرق بالفعل في القرن التاسع ، وفي أوروبا في القرن الثالث عشر. كانت "الفودكا الملكية" معروفة - خليط من أحماض الهيدروكلوريك والنتريك. يقول كتاب Hortus Medicinae للهولندي فان هيلمونت ، الذي نُشر عام 1668 ، أنه عندما يتم تسخين كلوريد الأمونيوم وحمض النيتريك معًا ، يتم الحصول على غاز معين. بناءً على الوصف ، هذا الغاز مشابه جدًا للكلور.
بالتفصيل تم وصف الكلور لأول مرة بواسطة الكيميائي السويدي شيلفي أطروحته عن بيرولوزيت. عن طريق تسخين البيرولوزيت المعدني بحمض الهيدروكلوريك ، لاحظ شيل خاصية الرائحة في أكوا ريجيا ، وقام بجمع ودراسة الغاز الأصفر والأخضر الذي أدى إلى ظهور هذه الرائحة ، ودرس تفاعله مع بعض المواد. كان Scheele هو أول من اكتشف تأثير الكلور على الذهب والزنجفر (في الحالة الأخيرة ، يتم تكوين مادة متسامية) وخصائص الكلور المبيضة.
لم يعتبر Scheele أن الغاز المكتشف حديثًا مادة بسيطة وأطلق عليه اسم "حمض الهيدروكلوريك dephlogistinated". في المصطلحات الحديثة ، اعتقد سكيل ، وبعده علماء آخرون في ذلك الوقت ، أن الغاز الجديد هو أكسيد حمض الهيدروكلوريك.
بعد ذلك بقليل ، اقترح بيرثوليه ولافوازييه أن يعتبر هذا الغاز أكسيدًا لعنصر جديد ، الموريوم. لمدة ثلاثة عقود ونصف ، حاول الكيميائيون عزل الموريوم المجهول دون جدوى.
كان أحد مؤيدي "أكسيد الموريوم" في البداية أيضًا ديفي ، الذي قام في عام 1807 بتحليل ملح الطعام بتيار كهربائي إلى معدن قلوي الصوديوم والغاز الأصفر والأخضر. ومع ذلك ، بعد ثلاث سنوات ، وبعد العديد من المحاولات غير المثمرة للحصول على الموريا ، توصل ديفي إلى استنتاج مفاده أن الغاز الذي اكتشفه سكيل كان مادة بسيطة ، وعنصرًا ، وأطلق عليه اسم غاز الكلوريك أو الكلور (من اليونانية - الأصفر والأخضر). وبعد ثلاث سنوات ، أعطى Gay-Lussac العنصر الجديد اسمًا أقصر - الكلور. صحيح ، في عام 1811 ، اقترح الكيميائي الألماني شفايجر اسمًا آخر للكلور - "هالوجين" (يُترجم حرفيًا إلى ملح) ، لكن هذا الاسم لم يتجذر في البداية ، وأصبح فيما بعد شائعًا لمجموعة كاملة من العناصر ، والتي تشمل الكلور.
"بطاقة شخصية" من الكلور
على السؤال ، ما هو الكلور ، يمكنك إعطاء ما لا يقل عن اثنتي عشرة إجابة. أولاً ، إنه هالوجين. ثانيًا ، أحد أقوى العوامل المؤكسدة ؛ ثالثًا ، غاز سام للغاية ؛ رابعًا ، أهم منتج في الصناعة الكيميائية الرئيسية ؛ خامسا ، المواد الخام لإنتاج البلاستيك ومبيدات الآفات والمطاط والألياف الصناعية والأصباغ والأدوية ؛ سادسا ، المادة التي يتم الحصول عليها من التيتانيوم والسيليكون ، الجلسرين والفلوروبلاست ؛ سابعاً: وسيلة لتنقية مياه الشرب وتبييض الأقمشة ...
هذه القائمة يمكن أن تستمر.
في ظل الظروف العادية ، يعتبر عنصر الكلور من الغازات الثقيلة ذات اللون الأصفر والأخضر ذات الرائحة المميزة الحادة. الوزن الذري للكلور 35.453 ، والوزن الجزيئي 70.906 ، لأن جزيء الكلور ثنائي الذرة. يزن لتر واحد من الكلور الغازي في الظروف العادية (درجة الحرارة 0 درجة مئوية والضغط 760 مم زئبق) 3.214 جم. عند التبريد إلى درجة حرارة - 34.05 درجة مئوية ، يتكثف الكلور في سائل أصفر (كثافة 1.56 جم / سم 3) ، وعند تصلب درجة حرارة - 101.6 درجة مئوية. تحت الضغط المتزايد ، يمكن تحويل الكلور إلى سائل وعند درجات حرارة أعلى تصل إلى + 144 درجة مئوية. الكلور قابل للذوبان بدرجة عالية في ثنائي كلورو الإيثان وبعض المذيبات العضوية الأخرى المحتوية على الكلور.
العنصر رقم 17 نشط للغاية - فهو يتصل مباشرة بجميع عناصر النظام الدوري تقريبًا. لذلك ، في الطبيعة ، يحدث فقط في شكل مركبات. المعادن الأكثر شيوعًا التي تحتوي على الكلور ، هالايت كلوريد الصوديوم ، سيلفينيت KCl NaCl ، bischofite MgCl 2 -6H 2 O ، carnallite KCl-MgCl 2 -6H 2 O ، kainite KCl-MgSO 4 -3H 2 O. هذا هو أول "نبيذ" ( أو "ائتمان") أن محتوى الكلور في قشرة الأرض هو 0.20٪ بالوزن. بالنسبة للمعادن غير الحديدية ، تعتبر بعض المعادن النادرة المحتوية على الكلور مهمة جدًا ، على سبيل المثال ، قرن الفضة AgCl.
من حيث الموصلية الكهربائية ، يُصنف الكلور السائل من بين أقوى العوازل: فهو موصّل تيار أسوأ بمليار مرة من الماء المقطر ، و 1022 مرة أسوأ من الفضة.
سرعة الصوت في الكلور أقل مرة ونصف من سرعة الهواء.
وأخيرًا - حول نظائر الكلور.
الآن عشرة نظائر معروفة لهذا العنصر ، ولكن يوجد اثنان فقط في الطبيعة - الكلور -35 والكلور -37. الأولى أكبر بثلاث مرات من الثانية.
تم الحصول على النظائر الثمانية المتبقية بشكل مصطنع. أقصرها عمراً - 32 Cl لها عمر نصف يبلغ 0.306 ثانية ، والأطول عمراً - 36 Cl - 310 ألف سنة.
الحساب الابتدائي. عندما يتم الحصول على الكلور عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم ، يتم الحصول على الهيدروجين وهيدروكسيد الصوديوم في وقت واحد: 2NaCl + 2H 2 O \ u003d H 2 + Cl 2 + 2NaOH. بالطبع ، يعتبر الهيدروجين منتجًا كيميائيًا مهمًا للغاية ، ولكن هناك طرق أرخص وأكثر ملاءمة لإنتاج هذه المادة ، مثل تحويل الغاز الطبيعي ... ولكن يتم الحصول على الصودا الكاوية بشكل حصري تقريبًا عن طريق التحليل الكهربائي لمحاليل كلوريد الصوديوم - طرق أخرى تمثل أقل من 10٪. نظرًا لأن إنتاج الكلور و NaOH مترابطان تمامًا (على النحو التالي من معادلة التفاعل ، فإن إنتاج جزيء غرام واحد - 71 جم من الكلور - يكون مصحوبًا دائمًا بإنتاج جزيئين جرام - 80 جم من القلويات الإلكتروليتية) ، بمعرفة إنتاجية الورشة (أو المصنع ، أو الحالة) من حيث القلويات ، يمكنك بسهولة حساب كمية الكلور التي تنتجها. كل طن من هيدروكسيد الصوديوم يرافقه 890 كجم من الكلور.
أوه وزيوت التشحيم! حمض الكبريتيك المركز هو عملياً السائل الوحيد الذي لا يتفاعل مع الكلور. لذلك ، لضغط وضخ الكلور ، تستخدم المصانع مضخات يلعب فيها حمض الكبريتيك دور سائل عامل وفي نفس الوقت مادة تشحيم.
الاسم المستعار فريدريش فولر. التحقيق في تفاعل المواد العضوية مع الكلور ، الكيميائي الفرنسي في القرن التاسع عشر. قام جان دوماس باكتشاف مذهل: الكلور قادر على استبدال الهيدروجين في جزيئات المركبات العضوية. على سبيل المثال ، عند معالجة حمض الأسيتيك بالكلور ، يتم استبدال هيدروجين واحد من مجموعة الميثيل بالكلور ، ثم آخر ، ثالثًا. لكن الشيء الأكثر لفتًا للانتباه هو أن الخواص الكيميائية لأحماض الكلورو أسيتيك لم تكن مختلفة كثيرًا عن حمض الأسيتيك نفسه. كانت فئة التفاعلات التي اكتشفها دوما غير قابلة للتفسير تمامًا من خلال الفرضية الكهروكيميائية السائدة آنذاك ونظرية جذور برزيليوس. جادل برزيليوس وطلابه وأتباعه بشدة في صحة عمل دوما. في المجلة الألمانية Annalen der Chemie und Pharmacie ، ظهرت رسالة ساخرة من الكيميائي الألماني الشهير فريدريش فولر تحت اسم مستعار S. وذكرت أن المؤلف تمكن من استبدال الألياف (C 6 H 10 O 5) ، وجميع ذرات الكربون والهيدروجين والأكسجين بالكلور ، ولم تتغير خصائص الألياف. وهم الآن في لندن يصنعون مشدات دافئة من الصوف القطني الذي يتكون من الكلور النقي.
الكلور والماء. الكلور قابل للذوبان في الماء بشكل واضح. عند 20 درجة مئوية ، يذوب 2.3 حجم من الكلور في حجم واحد من الماء. المحاليل المائية للكلور (ماء الكلور) - أصفر. لكن بمرور الوقت ، خاصةً عند تخزينها في الضوء ، يتغير لونها تدريجياً. يفسر ذلك حقيقة أن الكلور المذاب يتفاعل جزئيًا مع الماء ، وتتشكل أحماض الهيدروكلوريك وهيبوكلوروس: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. هذا الأخير غير مستقر ويتحلل تدريجيًا إلى حمض الهيدروكلوريك والأكسجين. لذلك ، يتحول محلول الكلور في الماء تدريجياً إلى محلول حمض الهيدروكلوريك.
ولكن في درجات الحرارة المنخفضة ، يشكل الكلور واليود هيدرات بلورية بتركيبة غير عادية - Cl 2 * 5 3/4 H 2 O. يمكن الحصول على هذه البلورات ذات اللون الأصفر المخضر (مستقرة فقط عند درجات حرارة أقل من 10 درجة مئوية) عن طريق تمرير الكلور عبر ماء مثلج. يتم تفسير الصيغة غير العادية من خلال بنية الهيدرات البلورية ، ويتم تحديدها بشكل أساسي من خلال بنية الجليد. في الشبكة البلورية للجليد ، يمكن أن توجد جزيئات H 2 O بطريقة تظهر بها فراغات متباعدة بانتظام. تحتوي الخلية المكعبة الأولية على 46 جزيء ماء ، بينها ثمانية فراغات مجهرية. في هذه الفراغات ، تترسب جزيئات الكلور. لذلك يجب كتابة الصيغة الدقيقة لهيدرات الكلور على النحو التالي: 8Cl 2 * 46H 2 O.
التسمم بالكلور. يؤدي وجود حوالي 0.0001٪ كلور في الهواء إلى تهيج الأغشية المخاطية. يمكن أن يؤدي التعرض المستمر لمثل هذا الجو إلى الإصابة بأمراض الشعب الهوائية ، ويضعف الشهية بشدة ، ويعطي لونًا أخضر للجلد. إذا كان محتوى الكلور في الهواء 0.1٪ ، فيمكن أن يحدث تسمم حاد ، وأول علاماته نوبات سعال حاد. في حالة التسمم بالكلور ، فإن الراحة المطلقة ضرورية ؛ من المفيد استنشاق الأكسجين أو الأمونيا (رائحة الأمونيا) أو أبخرة الكحول مع الأثير. وفقًا للمعايير الصحية الحالية ، يجب ألا يتجاوز محتوى الكلور في هواء المباني الصناعية 0.001 مجم / لتر ، أي 0.00003٪.
هو السم فقط. "الكل يعلم أن الذئاب جشعة". هذا الكلور سام - أيضًا. ومع ذلك ، في الجرعات الصغيرة ، يمكن أن يكون الكلور السام أحيانًا بمثابة ترياق. لذلك ، يتم إعطاء ضحايا كبريتيد الهيدروجين شم التبييض غير المستقر. من خلال التفاعل ، يتم تحييد السمين بشكل متبادل.
تحليل الكلور. لتحديد محتوى الكلور ، يتم تمرير عينة من الهواء عبر ماصات بمحلول محمض من يوديد البوتاسيوم. (الكلور يزيح الكبسولة ، يمكن تحديد كمية الأخير بسهولة عن طريق الترشيح بمحلول Na 2 S 2 O 3.) لتحديد الكميات الدقيقة من الكلور في الهواء ، غالبًا ما يتم استخدام طريقة قياس الألوان ، بناءً على تغيير حاد في لون بعض المركبات (بنزيدين ، أورثوتوليدين ، ميثيل برتقالي) أثناء أكسدة الكلور. على سبيل المثال ، يتحول محلول البنزيدين المحمض عديم اللون إلى اللون الأصفر ، ويتحول المحلول المحايد إلى اللون الأزرق. كثافة اللون تتناسب مع كمية الكلور.
ربما حصل الكيميائيون أيضًا على الكلور ، لكن اكتشافه وبحثه الأول مرتبطان ارتباطًا وثيقًا باسم الكيميائي السويدي الشهير كارل فيلهلم شيل. اكتشف Scheele خمسة عناصر كيميائية - الباريوم والمنغنيز (مع يوهان جان) والموليبدينوم والتنغستن والكلور وبشكل مستقل عن الكيميائيين الآخرين (وإن كان ذلك لاحقًا) - ثلاثة أخرى: الأكسجين والهيدروجين والنيتروجين. لم يتمكن أي كيميائي واحد من تكرار هذا الإنجاز لاحقًا. في الوقت نفسه ، كان Scheele ، الذي تم انتخابه بالفعل كعضو في الأكاديمية الملكية السويدية للعلوم ، صيدلانيًا بسيطًا في Köping ، على الرغم من أنه كان يمكن أن يتولى منصبًا أكثر تكريمًا ومرموقة. فريدريك الثاني العظيم نفسه ، الملك البروسي ، عرض عليه منصب أستاذ الكيمياء في جامعة برلين. وقال سكيل ، الذي رفض مثل هذه العروض المغرية ، "لا أستطيع أن آكل أكثر مما أحتاج ، وما أكسبه هنا في كوبينج يكفي لي لأعيش".
كانت مركبات الكلور العديدة معروفة ، بالطبع ، قبل فترة طويلة من Scheele. هذا العنصر هو جزء من أملاح كثيرة ، بما في ذلك الملح الأكثر شهرة - ملح الطعام. في عام 1774 ، عزل سكيل الكلور الحر عن طريق تسخين البيرولوزيت المعدني الأسود بحمض الهيدروكلوريك المركز: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
في البداية ، اعتبر الكيميائيون أن الكلور ليس عنصرًا ، ولكن كمركب كيميائي لعنصر الموريوم غير المعروف (من الموريا اللاتينية - محلول ملحي) مع الأكسجين. كان يعتقد أن حمض الهيدروكلوريك (كان يسمى موريك) يحتوي على أكسجين مرتبط كيميائيًا. وقد تم "إثبات ذلك" ، على وجه الخصوص ، من خلال الحقيقة التالية: عندما يُترك محلول الكلور في الضوء ، يتم إطلاق الأكسجين منه ، ويظل حمض الهيدروكلوريك في المحلول. ومع ذلك ، فإن المحاولات العديدة "لتمزيق" الأكسجين من الكلور لم تؤد إلى شيء. لذلك ، لم ينجح أحد في الحصول على ثاني أكسيد الكربون عن طريق تسخين الكلور بالفحم (الذي "يزيل" الأكسجين من العديد من المركبات التي تحتويه في درجات حرارة عالية). ونتيجة لتجارب مماثلة أجراها همفري ديفي وجوزيف لويس جاي لوساك ولوساك جاك تينارد ، أصبح من الواضح أن الكلور لا يحتوي على أكسجين وهو مادة بسيطة. أدت تجارب جاي-لوساك ، الذي حلل النسبة الكمية للغازات في تفاعل الكلور مع الهيدروجين ، إلى نفس النتيجة.
في عام 1811 ، اقترح ديفي اسم "كلورين" للعنصر الجديد - من اليونانية. "كلوروس" - أصفر-أخضر. هذا لون الكلور. نفس الجذر موجود في كلمة "كلوروفيل" (من الكلمة اليونانية "كلوروس" و "فيلون" - أوراق). وبعد مرور عام ، "اختصر" جاي-لوساك الاسم إلى "كلور". ولكن حتى الآن ، يسمي البريطانيون (والأمريكيون) هذا العنصر "الكلور" (الكلور) ، بينما يسمي الفرنسيون - الكلور (كلور). كما تبنى الألمان ، "مشرعو" الكيمياء ، الاسم المختصر تقريبًا طوال القرن التاسع عشر. (بالكلور الألماني - الكلور). في عام 1811 ، اقترح الفيزيائي الألماني يوهان شفايجر الاسم "هالوجين" للكلور (من الكلمة اليونانية "هالس" - ملح ، و "جيناو" - أنا أنجب). بعد ذلك ، تم تعيين هذا المصطلح ليس فقط للكلور ، ولكن أيضًا لجميع نظائره في المجموعة السابعة - الفلور ، البروم ، اليود ، الأستاتين.
عرض مثير للاهتمام لاحتراق الهيدروجين في جو من الكلور: يحدث أحيانًا تأثير جانبي غير عادي أثناء التجربة: سماع ضجة. في أغلب الأحيان ، يطن اللهب عند إنزال أنبوب رفيع يحمل الهيدروجين في وعاء مخروطي مملوء بالكلور ؛ وينطبق الشيء نفسه على القوارير الكروية ، ولكن في الأسطوانات ، لا يطن اللهب عادة. هذه الظاهرة كانت تسمى "شعلة الغناء".
في محلول مائي ، يتفاعل الكلور جزئيًا وببطء مع الماء ؛ عند 25 درجة مئوية ، يتم إنشاء التوازن: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl في غضون يومين. يتحلل حمض هيبوكلوروس في الضوء: HClO ® HCl + O. إنه الأكسجين الذري الذي يُنسب إلى تأثير التبييض (الكلور الجاف تمامًا ليس لديه هذه القدرة).
يمكن أن يظهر الكلور في مركباته جميع حالات الأكسدة - من -1 إلى +7. مع الأكسجين ، يشكل الكلور عددًا من الأكاسيد ، وكلها غير مستقرة وقابلة للانفجار في شكلها النقي: Cl 2 O هو غاز أصفر برتقالي ، ClO 2 هو غاز أصفر (أقل من 9.7 درجة مئوية سائل أحمر ساطع) ، الكلور فوق كلورات Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3 ، سائل أصفر فاتح) ، Cl 2 O 6 (O 2 Cl – O – ClO 3 ، سائل أحمر لامع) ، Cl 2 O 7 هو سائل عديم اللون شديد الانفجار. تم الحصول على أكاسيد غير مستقرة Cl 2 O 3 و ClO 3 عند درجات حرارة منخفضة. يتم إنتاج أكسيد ClO 2 على نطاق صناعي ويستخدم بدلاً من الكلور لتبييض عجينة الورق وتطهير مياه الشرب ومياه الصرف. مع الهالوجينات الأخرى ، يشكل الكلور عددًا مما يسمى مركبات الهالوجين ، على سبيل المثال ، ClF ، ClF 3 ، ClF 5 ، BrCl ، ICl ، ICl 3.
الكلور ومركباته ذات حالة الأكسدة الإيجابية هي عوامل مؤكسدة قوية. في عام 1822 حصل الكيميائي الألماني ليوبولد جملين عن طريق الأكسدة بالكلور على اللون الأحمر من ملح الدم الأصفر: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. يؤدي الكلور إلى أكسدة البروميدات والكلوريدات بسهولة مع إطلاق البروم واليود الحر.
يشكل الكلور في حالات الأكسدة المختلفة عددًا من الأحماض: HCl - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك ، أملاح - كلوريدات) ، HClO - هيبوكلوروس (أملاح - هيبوكلوريت) ، HClO 2 - كلوريد (أملاح - كلوريت) ، HClO 3 - كلوريك (أملاح - كلورات) ، HClO 4 - الكلور (أملاح - بيركلورات). في شكله النقي ، من الأحماض الأكسجينية ، يكون حمض البيركلوريك فقط مستقرًا. من أملاح أحماض الأكسجين ، هيبوكلوريت ، كلوريت الصوديوم NaClO 2 - لتبييض الأقمشة ، لتصنيع مصادر الأكسجين النارية المدمجة ("شموع الأكسجين") ، وكلورات البوتاسيوم (ملح بيرثوليت) ، والكالسيوم والمغنيسيوم (لمكافحة الآفات الزراعية ، مثل مكونات التراكيب النارية والمتفجرات ، في إنتاج الكبريت) ، البيركلورات - مكونات المتفجرات والتركيبات النارية ؛ فوق كلورات الأمونيوم هو أحد مكونات الوقود الصلب للصواريخ.
يتفاعل الكلور مع العديد من المركبات العضوية. إنه يضيف بسرعة إلى المركبات غير المشبعة ذات الروابط الكربونية المزدوجة والثلاثية (التفاعل مع الأسيتيلين يترافق مع انفجار) ، وفي الضوء - إلى البنزين. في ظل ظروف معينة ، يمكن أن يحل الكلور محل ذرات الهيدروجين في المركبات العضوية: R –H + Cl 2 ® RCl + HCl. لعب هذا التفاعل دورًا مهمًا في تاريخ الكيمياء العضوية. في أربعينيات القرن التاسع عشر ، اكتشف الكيميائي الفرنسي جان بابتيست دوما أنه عندما تفاعل الكلور مع حمض الأسيتيك ، فإن التفاعل
CH 3 COOH + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + حمض الهيدروكلوريك. مع وجود فائض من الكلور ، يتكون حمض ثلاثي كلورو أسيتيك CCl 3 COOH. ومع ذلك ، كان رد فعل العديد من الكيميائيين على عمل دوما بشكل لا يصدق. في الواقع ، وفقًا لنظرية Berzelius المقبولة عمومًا ، لا يمكن استبدال ذرات الهيدروجين موجبة الشحنة بذرات الكلور سالبة الشحنة. تم تبني هذا الرأي في ذلك الوقت من قبل العديد من الكيميائيين البارزين ، من بينهم فريدريش وولر ، جوستوس ليبيج ، وبالطبع برزيليوس نفسه.
من أجل السخرية من Dumas ، نقل Wöhler إلى صديقه Liebig مقالًا نيابة عن S. Windler (Schwindler هو محتال باللغة الألمانية) حول تطبيق جديد ناجح لرد الفعل الذي يزعم أن Dumas اكتشفه. في المقالة ، كتب Wöhler ، بسخرية واضحة ، عن كيفية إمكانية استبدال الكلور في أسيتات المنغنيز Mn (CH 3 COO) 2 ، وفقًا لتكافؤهم ، مما ينتج عنه مادة بلورية صفراء تتكون من الكلور وحده . وقيل أيضًا إنه في إنجلترا ، من خلال استبدال كل الذرات في المركبات العضوية على التوالي بذرات الكلور ، يتم تحويل الأقمشة العادية إلى كلور ، وتحتفظ الأشياء بمظهرها. أشارت حاشية سفلية إلى أن متاجر لندن تتاجر بسرعة في مادة تتكون من الكلور وحده ، حيث أن هذه المادة جيدة جدًا للأغطية الليلية والسراويل الداخلية الدافئة.
يؤدي تفاعل الكلور مع المركبات العضوية إلى تكوين العديد من منتجات الكلور العضوي ، من بينها المذيبات المستخدمة على نطاق واسع كلوريد الميثيلين CH 2 Cl 2 ، كلوروفورم CHCl 3 ، رباعي كلوريد الكربون CCl 4 ، ثلاثي كلورو إيثيلين CHCl \ u003d CCl 2 ، رباعي كلورو الإيثيلين C 2 Cl 4 . في وجود الرطوبة ، يغير الكلور لون الأوراق الخضراء للنباتات ، والعديد من الأصباغ. تم استخدام هذا منذ القرن الثامن عشر. لتبييض الأقمشة.
الكلور كغاز سام.
وأشار شيل ، الذي تلقى الكلور ، إلى رائحته الكريهة النفاذة وصعوبة التنفس والسعال. كما تم اكتشافه لاحقًا ، فإن الشخص يشم رائحة الكلور حتى لو كان لتر واحد من الهواء يحتوي فقط على 0.005 مجم من هذا الغاز ، وفي نفس الوقت فإنه بالفعل يهيج الجهاز التنفسي ، ويدمر خلايا الغشاء المخاطي للجهاز التنفسي والرئتين. . يصعب تحمل تركيز 0.012 مجم / لتر ؛ إذا تجاوز تركيز الكلور 0.1 مجم / لتر ، فإنه يصبح مهددًا للحياة: يتسارع التنفس ، ويصبح متشنجًا ، ثم يصبح نادرًا بشكل متزايد ، وبعد 5-25 دقيقة ، يتوقف التنفس. الحد الأقصى للتركيز المسموح به في هواء المؤسسات الصناعية هو 0.001 مجم / لتر ، وفي هواء المناطق السكنية - 0.00003 مجم / لتر.
قام الأكاديمي بطرسبورغ توفي إيغوروفيتش لوفيتز ، بتكرار تجربة شيل في عام 1790 ، بإطلاق كمية كبيرة من الكلور في الهواء عن طريق الخطأ. بعد استنشاقه فقد وعيه وسقط ثم عانى ثمانية أيام من آلام مبرحة في صدره. لحسن الحظ ، تعافى. كاد أن يموت ، تسمم بالكلور ، والكيميائي الإنجليزي الشهير ديفي. تعتبر التجارب التي تحتوي على كمية صغيرة من الكلور خطيرة ، حيث يمكن أن تسبب تلفًا شديدًا في الرئة. يقال أن الكيميائي الألماني إيغون ويبرغ بدأ إحدى محاضراته عن الكلور بعبارة: "الكلور غاز سام. إذا تعرضت للتسمم خلال مظاهرة أخرى ، من فضلك خذني إلى الهواء الطلق. لكن المحاضرة ، للأسف ، يجب مقاطعتها. إذا أطلقت الكثير من الكلور في الهواء ، فستصبح كارثة حقيقية. حدث هذا خلال الحرب العالمية الأولى من قبل القوات الأنجلو-فرنسية. في صباح يوم 22 أبريل 1915 ، قررت القيادة الألمانية تنفيذ أول هجوم بالغاز في تاريخ الحروب: عندما هبت الرياح باتجاه العدو ، تم فتح صمامات 5730 اسطوانة في وقت واحد على جبهة صغيرة بطول ستة كيلومترات بالقرب من مدينة إبرس البلجيكية ، كل منها يحتوي على 30 كجم من الكلور السائل. في غضون 5 دقائق ، تشكلت سحابة ضخمة صفراء وخضراء ، والتي ابتعدت ببطء عن الخنادق الألمانية نحو الحلفاء. كان الجنود الإنجليز والفرنسيون أعزل تمامًا. اخترق الغاز من خلال الشقوق جميع الملاجئ ، ولم يكن هناك مفر منه: بعد كل شيء ، لم يتم اختراع قناع الغاز بعد. نتيجة لذلك ، أصيب 15000 شخص بالتسمم ، توفي منهم 5000. بعد شهر ، في 31 مايو ، كرر الألمان هجومهم بالغاز على الجبهة الشرقية ضد القوات الروسية. حدث هذا في بولندا بالقرب من مدينة بوليموف. في مقدمة 12 كم ، تم إطلاق 264 طنًا من خليط الكلور مع المزيد من الفوسجين السام (كلوريد حمض الكربونيك COCl 2) من 12 ألف اسطوانة. عرفت القيادة الملكية ما حدث في إيبر ، ومع ذلك لم يكن لدى الجنود الروس أي وسيلة حماية! وبلغت الخسائر نتيجة الهجوم بالغاز 9146 قتيلا ، منهم 108 فقط - نتيجة القصف بالبنادق والمدفعية ، وتسمم الباقون. في الوقت نفسه ، توفي 1183 شخصًا على الفور تقريبًا.
سرعان ما أشار الكيميائيون إلى كيفية الهروب من الكلور: تحتاج إلى التنفس من خلال ضمادة شاش مغموسة في محلول من ثيوسلفات الصوديوم (تُستخدم هذه المادة في التصوير الفوتوغرافي ، وغالبًا ما تسمى هيبوسلفيت). يتفاعل الكلور بسرعة كبيرة مع محلول ثيوسلفات ، مما يؤكسده:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. بالطبع ، حمض الكبريتيك ليس أيضًا مادة غير ضارة ، لكن محلوله المائي المخفف أقل خطورة بكثير من الكلور السام. لذلك ، كان للثيوسلفات في تلك السنوات اسم آخر - "مضاد الكلور" ، لكن أقنعة غاز الثيوسلفات الأولى لم تكن فعالة جدًا.
في عام 1916 ، اخترع الكيميائي الروسي ، الأكاديمي المستقبلي نيكولاي ديميترييفيتش زيلينسكي قناع غاز فعال حقًا يتم فيه الاحتفاظ بالمواد السامة بواسطة طبقة من الكربون المنشط. يمكن لمثل هذا الفحم ذو السطح المتطور جدًا أن يحتفظ بكلور أكثر بكثير من الشاش المشبع بهيبوسلفيت. لحسن الحظ ، ظلت "هجمات الكلور" مجرد حلقة مأساوية في التاريخ. بعد الحرب العالمية ، كان للكلور مهن سلمية فقط.
استخدام الكلور.
يتم إنتاج كميات ضخمة من الكلور - عشرات الملايين من الأطنان - سنويًا في جميع أنحاء العالم. فقط في الولايات المتحدة بحلول نهاية القرن العشرين. سنويًا ، تم الحصول على حوالي 12 مليون طن من الكلور عن طريق التحليل الكهربائي (المرتبة العاشرة بين الصناعات الكيميائية). يتم إنفاق الجزء الأكبر (حتى 50٪) على كلورة المركبات العضوية - للحصول على المذيبات والمطاط الصناعي والبولي فينيل كلوريد ومواد بلاستيكية أخرى ومطاط الكلوروبرين ومبيدات الآفات والأدوية والعديد من المنتجات الضرورية والمفيدة الأخرى. يتم استهلاك الباقي لتخليق الكلوريدات غير العضوية ، في صناعة اللب والورق لتبييض لب الخشب ، لتنقية المياه. بكميات صغيرة نسبيًا ، يستخدم الكلور في صناعة المعادن. بمساعدتها ، يتم الحصول على معادن نقية للغاية - التيتانيوم والقصدير والتنتالوم والنيوبيوم. عن طريق حرق الهيدروجين في الكلور ، يتم الحصول على كلوريد الهيدروجين ، ومنه - حمض الهيدروكلوريك. يستخدم الكلور أيضًا في إنتاج عوامل التبييض (هيبوكلوريت ، التبييض) وتطهير المياه بالكلور.
ايليا لينسون