Bruk av klor. Klor er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel. Hvordan produseres klor?
![Bruk av klor. Klor er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel. Hvordan produseres klor?](https://i2.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975823.jpg)
Klor(lat. klor), cl, kjemisk grunnstoff av gruppe VII i det periodiske systemet til Mendeleev, atomnummer 17, atommasse 35.453; tilhører familien halogener. Under normale forhold (0°C, 0,1 Mn/m 2 eller 1 kgf/cm 2) gulgrønn gass med en stikkende irriterende lukt. Naturlig krom består av to stabile isotoper: 35 cl (75,77 %) og 37 cl (24,23 %). Radioaktive isotoper med massetall på 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 og halveringstider ( t 1/2) henholdsvis 0,31; 2,5; 1,56 sek; 3 , 1 ? 10 5 år; 37,3, 55,5 og 1,4 min. 36 cl og 38 cl brukes som isotopsporere.
Historisk referanse. X. ble først oppnådd i 1774 K. Scheele interaksjon av saltsyre med pyrolusitt mno 2. Imidlertid først i 1810 Davy fastslått at klor er et grunnstoff og kalte det klor (fra det greske chloro s - gul-grønn). I 1813 ble J.L. Gay Lussac foreslått navnet X for dette elementet.
Utbredelse i naturen. Krom forekommer i naturen bare i form av forbindelser. Gjennomsnittlig innhold av krom i jordskorpen (clarke) er 1,7? 10 -2 vekt%, i sure magmatiske bergarter - granitter osv. 2.4 ? 10 -2 , i basic og ultrabasic 5 ? 10 -3. Vannvandring spiller hovedrollen i kjemiens historie i jordskorpen. Den finnes i form av kl ion i verdenshavet (1,93%), underjordiske saltlaker og saltsjøer. Antall egne mineraler (hovedsakelig naturlige klorider) 97, den viktigste er halite naci . Store forekomster av kalium- og magnesiumklorider og blandede klorider er også kjent: sylvin kcl, sylvinitt(na, k)ci, karnallitt kci? mgcl 2? 6t 2o, Cainite kci? mgso 4? 3t 2 o, bischofitt mgci 2 ? 6t 2o. I jordens historie var tilførselen av hcl inneholdt i vulkanske gasser til de øvre delene av jordskorpen av stor betydning.
Fysiske og kjemiske egenskaper. H. har t kip -34,05°С, t nл - 101°C. Tettheten av gassformig krom under normale forhold er 3,214 g/l; mettet damp ved 0°C 12,21 g/l; flytende klor ved et kokepunkt på 1,557 g/cm 3 ; fast kjemikalie ved -102°c 1,9 g/cm 3 . Det mettede damptrykket til kjemikalier ved 0°C er 0,369; ved 25°C 0,772; ved 100°c 3,814 Mn/m 2 eller henholdsvis 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm 2 . Fusjonsvarme 90,3 kJ/kg (21,5 kal/g); fordampningsvarme 288 kJ/kg (68,8 kal/g); varmekapasitet til gass ved konstant trykk 0,48 kJ/(kg? TIL) . Kritiske konstanter for kjemikalier: temperatur 144°c, trykk 7,72 Mn/m 2 (77,2 kgf/cm 2) , tetthet 573 g/l, spesifikt volum 1.745? 10 -3 l/g. Løselighet (i g/l) X. ved et partialtrykk på 0,1 Mn/m 2 , eller 1 kgf/cm 2 , i vann 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); i løsning 300 g/l naci 1,42 (30°c), 0,64 (70°c). Under 9,6°C, klorhydrater med variabel sammensetning cl ? n h2o (hvor n = 6 < 8); Dette er gule kubiske krystaller som brytes ned til kjemikalier og vann når temperaturen stiger. Krom løses godt i tcl 4, sic1 4, sncl 4 og noen organiske løsemidler (spesielt i heksan c 6 h 14 og karbontetraklorid ccl 4). X.-molekylet er diatomisk (cl 2). Termisk dissosiasjonsgrad cl 2 + 243 kj u 2cl ved 1000 K er lik 2,07? 10 -40 %, ved 2500 K 0,909 %. Ekstern elektronisk konfigurasjon av cl 3-atomet s 2 3 s 5 . I samsvar med dette viser krom i forbindelser oksidasjonstilstander på -1, +1, +3, +4, +5, +6 og +7. Atomets kovalente radius er 0,99 å, ioneradius cl er 1,82 å, elektronaffiniteten til X-atomet er 3,65 ev, ioniseringsenergi 12,97 ev.
Kjemisk er krom veldig aktivt; det kombineres direkte med nesten alle metaller (med noen bare i nærvær av fuktighet eller ved oppvarming) og med ikke-metaller (unntatt karbon, nitrogen, oksygen og inerte gasser), og danner de tilsvarende klorider, reagerer med mange forbindelser, erstatter hydrogen i mettede hydrokarboner og tilfører umettede forbindelser. Krom fortrenger brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller; Av forbindelsene av krom med disse elementene er det erstattet av fluor. Alkalimetaller, i nærvær av spor av fuktighet, reagerer med kjemikalier med antennelse; de fleste metaller reagerer med tørre kjemikalier bare når de varmes opp. Stål, samt enkelte metaller, er motstandsdyktige i tørr kjemisk atmosfære ved lave temperaturer, så de brukes til produksjon av utstyr og lagringsanlegg for tørre kjemikalier Fosfor antennes i en kjemisk atmosfære og danner pcl 3, og med videre klorering - pcl 5; svovel med krom ved oppvarming gir s 2 cl 2, scl 2 osv. s n cl m. Arsen, antimon, vismut, strontium og tellur samhandler energisk med klor. En blanding av klor med hydrogen brenner med en fargeløs eller gulgrønn flamme for å dannes hydrogenklorid(det er en kjedereaksjon)
Maksimal temperatur på hydrogen-klorflammen er 2200°c. Blandinger av klor med hydrogen som inneholder fra 5,8 til 88,5 % h 2 er eksplosive.
Med oksygen danner krom oksider: cl 2 o, clo 2, cl 2 o 6, cl 2 o 7, cl 2 o 8 , samt hypokloritter (salter hypoklorsyre) , kloritt, klorat og perklorater. Alle oksygenforbindelser av klor danner eksplosive blandinger med lett oksiderte stoffer. Kromoksider er svakt stabile og kan eksplodere spontant; hypokloritt brytes sakte ned under lagring; klorater og perklorater kan eksplodere under påvirkning av initiatorer.
Krom hydrolyserer i vann og danner hypoklorsyre og saltsyre: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. Når vandige løsninger av alkalier kloreres i kulde, dannes hypokloritt og klorid: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, og ved oppvarming dannes klorater. Klorering av tørt kalsiumhydroksid oppnås blekemiddel.
Når ammoniakk reagerer med kjemikalier, dannes nitrogentriklorid . Ved klorering av organiske forbindelser erstatter krom enten hydrogen: r-h + ci 2 = rcl + hci, eller forbinder flere bindinger for å danne forskjellige klorholdige organiske forbindelser .
X. dannes med andre halogener interhalogenforbindelser. Fluorider clf, clf 3, clf 5 er svært reaktive; For eksempel, i en clp 3-atmosfære, antennes glassull spontant. Kjente forbindelser av klor med oksygen og fluor er X. oksyfluorider: clo 3 f, clo 2 f 3, clof, clof 3 og fluorperklorat fclo 4.
Kvittering. Krom begynte å bli produsert industrielt i 1785 ved å reagere saltsyre med mangandioksid eller pyrolusitt. I 1867 utviklet den engelske kjemikeren G. Deacon en metode for å produsere krom ved å oksidere hcl med atmosfærisk oksygen i nærvær av en katalysator. Fra slutten av 1800-tallet til begynnelsen av 1900-tallet. Krom produseres ved elektrolyse av vandige løsninger av alkalimetallklorider. Brukte disse metodene på 70-tallet. Det 20. århundre 90-95 % av kjemikaliene produseres i verden. Små mengder krom oppnås som et biprodukt ved produksjon av magnesium, kalsium, natrium og litium ved elektrolyse av smeltede klorider. I 1975 var verdensproduksjonen av kjemikalier rundt 25 millioner. T. To hovedmetoder for elektrolyse av vandige løsninger av naci brukes: 1) i elektrolysatorer med en solid katode og en porøs filtermembran; 2) i elektrolysatorer med kvikksølvkatode. I henhold til begge metodene frigjøres gassformig X ved en grafitt- eller oksyd-titan-ruteniumanode.I henhold til den første metoden frigjøres hydrogen ved katoden og det dannes en løsning av naoh og nacl, hvorfra kommersiell kaustisk soda separeres ved påfølgende behandling. I henhold til den andre metoden dannes natriumamalgam ved katoden; når det spaltes med rent vann i et separat apparat, oppnås en løsning av naoh, hydrogen og rent kvikksølv, som igjen går i produksjon. Begge metodene gir 1 T X. 1,125 T neio.
Elektrolyse med diafragma krever mindre kapitalinvesteringer for å organisere kjemisk produksjon og produserer billigere naoh. Kvikksølvkatodemetoden produserer veldig ren naoh, men tapet av kvikksølv forurenser miljøet. I 1970 ble 62,2% av verdens kjemiske produksjon produsert ved bruk av kvikksølvkatodemetoden, 33,6% med en fast katode og 4,2% ved bruk av andre metoder. Etter 1970 begynte man å bruke elektrolyse med en solid katode og en ionebyttermembran, noe som gjorde det mulig å oppnå ren naoh uten bruk av kvikksølv.
Applikasjon. En av de viktige grenene i den kjemiske industrien er klorindustrien. Hovedmengdene av klor blir behandlet på stedet for produksjonen til klorholdige forbindelser. Krom lagres og transporteres i flytende form i sylindere, fat og jernbaner. tanker eller i spesialutstyrte fartøyer. Industriland er preget av følgende omtrentlige forbruk av kjemikalier: for produksjon av klorholdige organiske forbindelser - 60-75%; uorganiske forbindelser som inneholder kjemikalier - 10-20%; for bleking av papirmasse og stoffer - 5-15%; for sanitærbehov og vannklorering - 2-6% av total produksjon.
Krom brukes også til klorering av visse malmer for å utvinne titan, niob, zirkonium og andre.
L. M. Yakimenko.
X. i kroppen. H. - en av biogene elementer, en permanent komponent av plante- og dyrevev. Innholdet av ch. i planter (mye ch. in halofytter) - fra tusendeler av prosent til hele prosent, hos dyr - tiendedeler og hundredeler av prosent. Det daglige behovet for en voksen for H. (2-4 G) er dekket av matvarer. Krom tilføres vanligvis med mat i overskudd i form av natriumklorid og kaliumklorid. Brød, kjøtt og meieriprodukter er spesielt rike på X. I dyrekroppen er krom det viktigste osmotisk aktive stoffet i blodplasma, lymfe, cerebrospinalvæske og enkelte vev. Spiller en rolle i vann-salt metabolisme, fremme vevretensjon av vann. Regulering av syre-basebalansen i vev utføres sammen med andre prosesser ved å endre fordelingen av kjemikalier mellom blodet og annet vev. X. deltar i energimetabolismen i planter, og aktiverer begge oksidativ fosforylering, og fotofosforylering. X. har en positiv effekt på opptak av oksygen fra røttene. Krom er nødvendig for dannelsen av oksygen under fotosyntese i isolert kloroplaster. Krom er ikke inkludert i de fleste næringsmedier for kunstig dyrking av planter. Det er mulig at svært lave konsentrasjoner av X er tilstrekkelig for planteutvikling.
M. Ya. Shkolnik.
Forgiftning X . mulig i kjemisk industri, papirmasse og papir, tekstil, farmasøytisk industri, etc. X. irriterer slimhinnene i øynene og luftveiene. Primære inflammatoriske endringer er vanligvis ledsaget av en sekundær infeksjon. Akutt forgiftning utvikler seg nesten umiddelbart. Når middels og lave konsentrasjoner av krom inhaleres, observeres tetthet og smerter i brystet, tørrhoste, rask pust, smerter i øynene, tåreflod, økte nivåer av leukocytter i blodet, økt kroppstemperatur osv. Bronkopneumoni, toksisk lungeødem, depressive tilstander og kramper er mulig. I milde tilfeller skjer gjenoppretting innen 3-7 dager Som langsiktige konsekvenser observeres katarr i de øvre luftveiene, tilbakevendende bronkitt, pneumosklerose, etc.; mulig aktivering av lungetuberkulose. Ved langvarig innånding av små konsentrasjoner av krom observeres lignende, men sakte utviklende former for sykdommen. Forebygging av forgiftning: tetting av produksjonsutstyr, effektiv ventilasjon, bruk av gassmaske om nødvendig. Maksimal tillatt konsentrasjon av kjemikalier i luften i industrilokaler 1 mg/m 3 . Produksjon av kjemikalier, blekemiddel og andre klorholdige forbindelser er klassifisert som produksjon med farlige arbeidsforhold, hvor det ifølge Sov. Lovgivning begrenser bruken av arbeidskraft for kvinner og mindreårige.
A.A. Kasparov.
Litt.: Yakimenko L. M., Produksjon av klor, kaustisk soda og uorganiske klorprodukter, M., 1974; Nekrasov B.V., Fundamentals of General Chemistry, 3. utgave, [vol.] 1, M., 1973; Skadelige stoffer i industrien, red. N.V. Lazareva, 6. utgave, bind 2, L., 1971; omfattende uorganisk kjemi, red. j. c. bailar, v. 1-5, oxf. -, 1973.
last ned abstrakt
(ifølge Pauling)
/cm³
Klor (χλωρός - grønn) - et element i hovedundergruppen til den syvende gruppen, den tredje perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 17. Angitt med symbolet Cl (lat. Klor). Kjemisk aktiv ikke-metall. Det er en del av gruppen halogener (opprinnelig ble navnet "halogen" brukt av den tyske kjemikeren Schweiger for klor [bokstavelig talt, "halogen" er oversatt som salt), men det slo ikke til, og ble senere vanlig for gruppe VII av grunnstoffer, som inkluderer klor).
Det enkle stoffet klor (CAS-nummer: 7782-50-5) er under normale forhold en giftig gass med gulgrønn farge, med en skarp lukt. Diatomisk klormolekyl (formel Cl2).
Klor atom diagram
Klor ble først oppnådd i 1772 av Scheele, som beskrev frigjøringen under samspillet mellom pyrolusitt og saltsyre i sin avhandling om pyrolusitt:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Scheele la merke til lukten av klor, lik lukten til aqua regia, dens evne til å reagere med gull og kanel, og dens blekeegenskaper.
Imidlertid antydet Scheele, i samsvar med flogistonteorien som var dominerende i kjemi på den tiden, at klor er deflogistikert saltsyre, det vil si oksidet av saltsyre. Berthollet og Lavoisier antydet at klor er et oksid av grunnstoffet muria, men forsøk på å isolere det forble mislykket inntil arbeidet til Davy, som klarte å dekomponere bordsalt til natrium og klor ved elektrolyse.
Utbredelse i naturen
Det er to isotoper av klor som finnes i naturen: 35 Cl og 37 Cl. I jordskorpen er klor det vanligste halogenet. Klor er veldig aktivt - det kombineres direkte med nesten alle elementene i det periodiske systemet. Derfor finnes det i naturen bare i form av forbindelser i mineralene: halitt NaCl, sylvitt KCl, sylvinitt KCl NaCl, bischofitt MgCl 2 6H2O, karnallitt KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitt KCl MgSO 4 3H 2 O. Den største reserver av klor finnes i saltene i vannet i hav og hav.
Klor utgjør 0,025 % av det totale antallet atomer i jordskorpen, clarketallet for klor er 0,19 %, og menneskekroppen inneholder 0,25 % klorioner i massevis. I menneske- og dyrekropper finnes klor hovedsakelig i intercellulære væsker (inkludert blod) og spiller en viktig rolle i reguleringen av osmotiske prosesser, så vel som i prosesser knyttet til nervecellenes funksjon.
Isotopisk sammensetning
Det finnes 2 stabile isotoper av klor i naturen: med et massetall på 35 og 37. Andelene av innholdet er henholdsvis 75,78 % og 24,22 %.
Isotop | Relativ masse, a.m.u. | Halvt liv | Type forfall | Atomspinn |
---|---|---|---|---|
35 Cl | 34.968852721 | Stabil | — | 3/2 |
36 Cl | 35.9683069 | 301000 år | β-forfall i 36 Ar | 0 |
37 Cl | 36.96590262 | Stabil | — | 3/2 |
38 Cl | 37.9680106 | 37,2 minutter | β-forfall i 38 Ar | 2 |
39 Cl | 38.968009 | 55,6 minutter | β henfall til 39 Ar | 3/2 |
40 Cl | 39.97042 | 1.38 minutter | β-forfall i 40 Ar | 2 |
41 Cl | 40.9707 | 34 s | β-forfall i 41 Ar | |
42 Cl | 41.9732 | 46,8 s | β-forfall i 42 Ar | |
43 Cl | 42.9742 | 3,3 s | β-forfall i 43 Ar |
Fysiske og fysisk-kjemiske egenskaper
Under normale forhold er klor en gulgrønn gass med en kvelende lukt. Noen av dens fysiske egenskaper er presentert i tabellen.
Noen fysiske egenskaper til klor
Eiendom | Betydning |
---|---|
Koketemperatur | -34 °C |
Smeltepunkt | -101 °C |
Dekomponeringstemperatur (dissosiasjoner til atomer) |
~1400°C |
Tetthet (gass, n.s.) | 3,214 g/l |
Elektronaffinitet til et atom | 3,65 eV |
Første ioniseringsenergi | 12,97 eV |
Varmekapasitet (298 K, gass) | 34,94 (J/mol K) |
Kritisk temperatur | 144 °C |
Kritisk press | 76 atm |
Standard formasjonsentalpi (298 K, gass) | 0 (kJ/mol) |
Standard entropi av formasjon (298 K, gass) | 222,9 (J/mol K) |
Smelteentalpi | 6,406 (kJ/mol) |
Entalpi av koking | 20,41 (kJ/mol) |
Når det avkjøles, blir klor til en væske ved en temperatur på ca. 239 K, og deretter under 113 K krystalliserer det til et ortorhombisk gitter med romgruppe Cmca og parametere a=6,29 b=4,50, c=8,21. Under 100 K blir den ortorhombiske modifikasjonen av krystallinsk klor tetragonal, og har en romgruppe P4 2/ncm og gitterparametere a=8,56 og c=6,12.
Løselighet
Løsemiddel | Løselighet g/100 g |
---|---|
Benzen | La oss løse opp |
Vann (0 °C) | 1,48 |
Vann (20 °C) | 0,96 |
Vann (25 °C) | 0,65 |
Vann (40 °C) | 0,46 |
Vann (60°C) | 0,38 |
Vann (80 °C) | 0,22 |
Karbontetraklorid (0 °C) | 31,4 |
Karbontetraklorid (19 °C) | 17,61 |
Karbontetraklorid (40 °C) | 11 |
Kloroform | Godt løselig |
TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 | La oss løse opp |
I lys eller ved oppvarming reagerer den aktivt (noen ganger med eksplosjon) med hydrogen i henhold til en radikal mekanisme. Blandinger av klor med hydrogen, som inneholder fra 5,8 til 88,3 % hydrogen, eksploderer ved bestråling og danner hydrogenklorid. En blanding av klor og hydrogen i små konsentrasjoner brenner med en fargeløs eller gulgrønn flamme. Maksimal temperatur for hydrogen-klorflamme 2200 °C:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (eks.) → 2ClF 3
Andre eiendommer
Cl 2 + CO → COCl 2Når det er oppløst i vann eller alkalier, dismuterer klor og danner hypoklorholdige (og ved oppvarming, perklorsyre) og saltsyrer, eller deres salter:
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 Cl
Oksiderende egenskaper av klor
Cl2 + H2S → 2HCl + SReaksjoner med organiske stoffer
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClFestes til umettede forbindelser via flere bindinger:
CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl
Aromatiske forbindelser erstatter et hydrogenatom med klor i nærvær av katalysatorer (for eksempel AlCl 3 eller FeCl 3):
C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl
Klormetoder for å produsere klor
Industrielle metoder
Opprinnelig var den industrielle metoden for å produsere klor basert på Scheele-metoden, det vil si reaksjonen av pyrolusitt med saltsyre:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anode: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Katode: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH-
Siden elektrolysen av vann skjer parallelt med elektrolysen av natriumklorid, kan den generelle ligningen uttrykkes som følger:
1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2
Det brukes tre varianter av den elektrokjemiske metoden for å produsere klor. To av dem er elektrolyse med en fast katode: diafragma og membranmetoder, den tredje er elektrolyse med en flytende katode (kvikksølvproduksjonsmetode). Blant de elektrokjemiske produksjonsmetodene er den enkleste og mest praktiske metoden elektrolyse med en kvikksølvkatode, men denne metoden forårsaker betydelig skade på miljøet som følge av fordampning og lekkasje av metallisk kvikksølv.
Diafragmametode med solid katode
Elektrolysatorhulrommet er delt av en porøs asbestskillevegg - en membran - i katode- og anoderom, hvor katoden og anoden til elektrolysatoren er plassert henholdsvis. Derfor kalles en slik elektrolysator ofte diafragma, og produksjonsmetoden er diafragmaelektrolyse. En strøm av mettet anolytt (NaCl-løsning) strømmer kontinuerlig inn i anoderommet til diafragmaelektrolysatoren. Som et resultat av den elektrokjemiske prosessen frigjøres klor ved anoden på grunn av nedbrytning av halitt, og hydrogen frigjøres ved katoden på grunn av nedbryting av vann. I dette tilfellet er nær-katode-sonen anriket med natriumhydroksid.
Membranmetode med solid katode
Membranmetoden er i hovedsak lik diafragmametoden, men anode- og katoderommene er atskilt med en kationbytterpolymermembran. Membranproduksjonsmetoden er mer effektiv enn diafragmametoden, men vanskeligere å bruke.
Kvikksølvmetode med flytende katode
Prosessen utføres i et elektrolysebad, som består av en elektrolysator, en nedbryter og en kvikksølvpumpe, forbundet med kommunikasjon. I elektrolysebadet sirkulerer kvikksølv under påvirkning av en kvikksølvpumpe, og passerer gjennom en elektrolysator og en nedbryter. Katoden til elektrolysatoren er en strøm av kvikksølv. Anoder - grafitt eller lite slitasje. Sammen med kvikksølv strømmer en strøm av anolytt - en løsning av natriumklorid - kontinuerlig gjennom elektrolysatoren. Som et resultat av den elektrokjemiske nedbrytningen av klorid, dannes klormolekyler ved anoden, og ved katoden løses det frigjorte natriumet i kvikksølv og danner et amalgam.
Laboratoriemetoder
I laboratorier, for å produsere klor, brukes vanligvis prosesser basert på oksidasjon av hydrogenklorid med sterke oksidasjonsmidler (for eksempel mangan (IV) oksid, kaliumpermanganat, kaliumdikromat):
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
Klorlagring
Kloret som produseres lagres i spesielle "tanker" eller pumpes inn i høytrykks stålsylindere. Sylindre med flytende klor under trykk har en spesiell farge - sumpfarge. Det skal bemerkes at ved langvarig bruk av klorsylindere samler det seg ekstremt eksplosivt nitrogentriklorid i dem, og derfor må klorflasker fra tid til annen gjennomgå rutinemessig vask og rensing av nitrogenklorid.
Kvalitetsstandarder for klor
I følge GOST 6718-93 "Flytende klor. Tekniske spesifikasjoner" følgende klorkvaliteter produseres
applikasjon
Klor brukes i mange bransjer, vitenskap og husholdningsbehov:
- I produksjon av polyvinylklorid, plastforbindelser, syntetisk gummi, som de lager av: ledningsisolasjon, vindusprofiler, emballasjematerialer, klær og sko, linoleum og plater, lakk, utstyr og skumplast, leker, instrumentdeler, byggematerialer. Polyvinylklorid produseres ved polymerisering av vinylklorid, som i dag oftest produseres av etylen ved klorbalansert metode gjennom mellomproduktet 1,2-dikloretan.
- Blekeegenskapene til klor har vært kjent i lang tid, selv om det ikke er klor i seg selv som "bleker", men atomært oksygen, som dannes under nedbrytningen av hypoklorsyre: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Denne metoden for å bleke tekstiler, papir, papp har blitt brukt i flere århundrer.
- Produksjon av klororganiske insektmidler - stoffer som dreper insekter som er skadelige for avlinger, men som er trygge for planter. En betydelig del av kloret som produseres forbrukes for å skaffe plantevernmidler. Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte kalt heksakloran). Dette stoffet ble først syntetisert tilbake i 1825 av Faraday, men det fant praktisk anvendelse bare mer enn 100 år senere - på 30-tallet av vårt århundre.
- Det ble brukt som et kjemisk krigføringsmiddel, så vel som for produksjon av andre kjemiske krigføringsmidler: sennepsgass, fosgen.
- For å desinfisere vann - "klorering". Den vanligste metoden for desinfisering av drikkevann; er basert på evnen til fritt klor og dets forbindelser til å hemme enzymsystemene til mikroorganismer som katalyserer redoksprosesser. For å desinfisere drikkevann brukes følgende: klor, klordioksid, kloramin og blekemiddel. SanPiN 2.1.4.1074-01 fastsetter følgende grenser (korridor) for det tillatte innholdet av fritt restklor i drikkevann med sentralisert vannforsyning 0,3 - 0,5 mg/l. En rekke forskere og til og med politikere i Russland kritiserer selve konseptet med klorering av springvann, men kan ikke tilby et alternativ til desinfiserende ettervirkning av klorforbindelser. Materialene som vannrør er laget av samhandler forskjellig med klorert springvann. Fri klor i springvann reduserer levetiden til polyolefinbaserte rørledninger betydelig: ulike typer polyetylenrør, inkludert tverrbundet polyetylen, store kjent som PEX (PE-X). I USA, for å kontrollere opptak av rørledninger laget av polymermaterialer for bruk i vannforsyningssystemer med klorert vann, ble de tvunget til å ta i bruk 3 standarder: ASTM F2023 i forhold til rør, membraner og skjelettmuskler. Disse kanalene utfører viktige funksjoner i regulering av væskevolum, transepitelionetransport og stabilisering av membranpotensialer, og er involvert i å opprettholde celle-pH. Klor akkumuleres i visceralt vev, hud og skjelettmuskulatur. Klor absorberes hovedsakelig i tykktarmen. Absorpsjonen og utskillelsen av klor er nært knyttet til natriumioner og bikarbonater, og i mindre grad til mineralokortikoider og Na + /K + -ATPase-aktivitet. 10-15 % av alt klor samler seg i cellene, hvorav 1/3 til 1/2 er i røde blodlegemer. Omtrent 85 % av klor finnes i det ekstracellulære rommet. Klor skilles ut fra kroppen hovedsakelig gjennom urin (90-95%), avføring (4-8%) og gjennom huden (opptil 2%). Utskillelsen av klor er assosiert med natrium- og kaliumioner, og gjensidig med HCO 3 - (syre-base-balanse).
En person bruker 5-10 g NaCl per dag. Menneskets minste behov for klor er omtrent 800 mg per dag. Babyen får den nødvendige mengden klor gjennom morsmelk, som inneholder 11 mmol/l klor. NaCl er nødvendig for produksjon av saltsyre i magen, som fremmer fordøyelsen og ødelegger sykdomsfremkallende bakterier. For tiden er involveringen av klor i forekomsten av visse sykdommer hos mennesker ikke godt studert, hovedsakelig på grunn av det lille antallet studier. Det er nok å si at selv anbefalinger om daglig inntak av klor ikke er utviklet. Menneskelig muskelvev inneholder 0,20-0,52% klor, beinvev - 0,09%; i blodet - 2,89 g/l. Den gjennomsnittlige personens kropp (kroppsvekt 70 kg) inneholder 95 g klor. Hver dag mottar en person 3-6 g klor fra mat, som mer enn dekker behovet for dette elementet.
Klorioner er livsviktige for planter. Klor er involvert i energimetabolismen i planter ved å aktivere oksidativ fosforylering. Det er nødvendig for dannelse av oksygen under fotosyntese av isolerte kloroplaster, og stimulerer hjelpeprosesser for fotosyntese, først og fremst de som er forbundet med energiakkumulering. Klor har en positiv effekt på absorpsjonen av oksygen, kalium, kalsium og magnesiumforbindelser fra røttene. Overdreven konsentrasjon av klorioner i planter kan også ha en negativ side, for eksempel redusere klorofyllinnholdet, redusere aktiviteten til fotosyntese, forsinke veksten og utviklingen av planter Baskunchak klor). Klor var et av de første kjemiske midlene som ble brukt
— Bruk av analytisk laboratorieutstyr, laboratorie- og industrielektroder, spesielt: ESR-10101 referanseelektroder som analyserer innholdet av Cl- og K+.
Klorspørringer, vi er funnet av klorspørringer
Interaksjon, forgiftning, vann, reaksjoner og produksjon av klor
- oksid
- løsning
- syrer
- forbindelser
- egenskaper
- definisjon
- dioksid
- formel
- vekt
- aktiv
- væske
- substans
- applikasjon
- handling
- oksidasjonstilstand
- hydroksid
Uansett hvor negativt vi ser på offentlige toaletter, dikterer naturen sine egne regler, og vi må besøke dem. I tillegg til naturlige (for et gitt sted) lukt, er en annen vanlig aroma blekemiddel som brukes til å desinfisere rommet. Den har fått navnet sitt på grunn av den viktigste aktive ingrediensen i den - Cl. La oss lære om dette kjemiske elementet og dets egenskaper, og også karakterisere klor etter posisjon i det periodiske systemet.
Hvordan ble dette elementet oppdaget?
En klorholdig forbindelse (HCl) ble først syntetisert i 1772 av den britiske presten Joseph Priestley.
To år senere var hans svenske kollega Karl Scheele i stand til å beskrive en metode for å isolere Cl ved hjelp av reaksjonen mellom saltsyre og mangandioksid. Denne kjemikeren forsto imidlertid ikke at et nytt kjemisk grunnstoff ble syntetisert som et resultat.
Det tok forskerne nesten 40 år å lære hvordan man produserer klor i praksis. Dette ble først gjort av britiske Humphry Davy i 1811. Samtidig brukte han en annen reaksjon enn sine teoretiske forgjengere. Davy brukte elektrolyse for å bryte ned NaCl (kjent for de fleste som bordsalt) til komponentene.
Etter å ha studert det resulterende stoffet, innså den britiske kjemikeren at det var elementært. Etter denne oppdagelsen kalte Davy det ikke bare klor, men var også i stand til å karakterisere klor, selv om det var veldig primitivt.
Klor ble til klor (klor) takket være Joseph Gay-Lussac og finnes i denne formen på fransk, tysk, russisk, hviterussisk, ukrainsk, tsjekkisk, bulgarsk og noen andre språk i dag. På engelsk brukes fortsatt navnet "chlorine", og på italiensk og spansk "chloro".
Det aktuelle grunnstoffet ble beskrevet nærmere av Jens Berzelius i 1826. Det var han som var i stand til å bestemme dets atommasse.
Hva er klor (Cl)
Etter å ha vurdert historien til oppdagelsen av dette kjemiske elementet, er det verdt å lære mer om det.
Navnet klor ble avledet fra det greske ordet χλωρός ("grønn"). Det ble gitt på grunn av den gulaktig-grønne fargen på dette stoffet
Klor i seg selv eksisterer som en diatomisk gass, Cl2, men den finnes praktisk talt aldri i naturen i denne formen. Oftere vises det i forskjellige forbindelser.
I tillegg til sin karakteristiske fargetone, er klor preget av en søtlig-akr lukt. Det er et veldig giftig stoff, derfor, når det slippes ut i luften og inhaleres av en person eller et dyr, kan det føre til deres død i løpet av få minutter (avhengig av konsentrasjonen av Cl).
Siden klor er nesten 2,5 ganger tyngre enn luft, vil det alltid ligge under det, det vil si nær bakken. Av denne grunn, hvis du mistenker tilstedeværelsen av Cl, bør du klatre så høyt som mulig, siden det vil være en lavere konsentrasjon av denne gassen.
I motsetning til noen andre giftige stoffer har klorholdige stoffer en karakteristisk farge, som kan tillate dem å bli visuelt identifisert og iverksatt tiltak. De fleste standard gassmasker bidrar til å beskytte luftveiene og slimhinnene mot Cl. Men for full sikkerhet må det tas mer alvorlige tiltak, inkludert nøytralisering av det giftige stoffet.
Det er verdt å merke seg at det var med bruken av klor som en giftig gass av tyskerne i 1915 at kjemiske våpen begynte sin historie. Som et resultat av bruken av nesten 200 tonn av stoffet ble 15 tusen mennesker forgiftet på få minutter. En tredjedel av dem døde nesten umiddelbart, en tredjedel fikk permanent skade, og bare 5 tusen klarte å rømme.
Hvorfor er et så farlig stoff fortsatt ikke forbudt og utvinnes årlig i millioner av tonn? Det handler om dets spesielle egenskaper, og for å forstå dem er det verdt å vurdere egenskapene til klor. Den enkleste måten å gjøre dette på er å bruke det periodiske systemet.
Kjennetegn på klor i det periodiske systemet
![](https://i1.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975821.jpg)
Klor som halogen
I tillegg til sin ekstreme toksisitet og skarp lukt (karakteristisk for alle representanter for denne gruppen), er Cl svært løselig i vann. En praktisk bekreftelse på dette er tilsetning av klorholdige vaskemidler til bassengvannet.
Ved kontakt med fuktig luft begynner det aktuelle stoffet å ryke.
Egenskaper til Cl som et ikke-metall
Når du vurderer de kjemiske egenskapene til klor, er det verdt å ta hensyn til dets ikke-metalliske egenskaper.
Den har evnen til å danne forbindelser med nesten alle metaller og ikke-metaller. Et eksempel er reaksjonen med jernatomer: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.
Det er ofte nødvendig å bruke katalysatorer for å utføre reaksjoner. H2O kan spille denne rollen.
Ofte er reaksjoner med Cl endoterme (de absorberer varme).
Det er verdt å merke seg at i krystallinsk form (i pulverform) samhandler klor med metaller bare når det varmes opp til høye temperaturer.
Ved å reagere med andre ikke-metaller (unntatt O 2, N, F, C og inerte gasser), danner Cl forbindelser - klorider.
Ved reaksjon med O 2 dannes det ekstremt ustabile oksider som er utsatt for nedbrytning. I dem kan oksidasjonstilstanden til Cl manifestere seg fra +1 til +7.
Ved interaksjon med F dannes fluorider. Oksydasjonsgraden deres kan være forskjellig.
Klor: egenskapene til stoffet når det gjelder dets fysiske egenskaper
I tillegg til kjemiske egenskaper har det aktuelle grunnstoffet også fysiske egenskaper.
![](https://i1.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975820.jpg)
Effekt av temperatur på aggregeringstilstanden til Cl
Etter å ha undersøkt de fysiske egenskapene til grunnstoffet klor, forstår vi at det er i stand til å omdannes til forskjellige aggregeringstilstander. Alt avhenger av temperaturen.
I normal tilstand er Cl en gass med svært korrosive egenskaper. Imidlertid kan det lett bli flytende. Dette påvirkes av temperatur og trykk. For eksempel, hvis det er 8 atmosfærer og temperaturen er +20 grader Celsius, er Cl 2 en syregul væske. Den er i stand til å opprettholde denne aggregeringstilstanden opp til +143 grader, hvis trykket også fortsetter å øke.
Når den når -32 °C, slutter klortilstanden å avhenge av trykk, og den fortsetter å forbli flytende.
Krystallisering av stoffet (fast tilstand) skjer ved -101 grader.
Hvor finnes Cl i naturen?
Etter å ha vurdert de generelle egenskapene til klor, er det verdt å finne ut hvor et så komplekst element kan finnes i naturen.
På grunn av sin høye reaktivitet, er det nesten aldri funnet i sin rene form (det er grunnen til at det tok forskere år å lære å syntetisere det da de først studerte dette elementet). Vanligvis finnes Cl i forbindelser i forskjellige mineraler: halitt, sylvitt, kainitt, bischofitt, etc.
Mest av alt finnes det i salter utvunnet fra sjø- eller havvann.
Effekt på kroppen
Når man vurderer egenskapene til klor, har det allerede blitt sagt mer enn en gang at det er ekstremt giftig. Dessuten finnes atomer av stoffet ikke bare i mineraler, men også i nesten alle organismer, fra planter til mennesker.
På grunn av deres spesielle egenskaper trenger Cl-ioner bedre inn i cellemembraner enn andre (derfor er mer enn 80 % av alt klor i menneskekroppen lokalisert i det intercellulære rommet).
Sammen med K er Cl ansvarlig for reguleringen av vann-saltbalansen og som en konsekvens for osmotisk likestilling.
Til tross for en så viktig rolle i kroppen, dreper Cl 2 i sin rene form alle levende ting - fra celler til hele organismer. Men i kontrollerte doser og med kortvarig eksponering har den ikke tid til å forårsake skade.
Et slående eksempel på sistnevnte utsagn er ethvert svømmebasseng. Som du vet, desinfiseres vann i slike institusjoner med Cl. Videre, hvis en person sjelden besøker en slik virksomhet (en gang i uken eller en måned), er det usannsynlig at han vil lide av tilstedeværelsen av dette stoffet i vannet. Imidlertid lider ansatte ved slike institusjoner, spesielt de som tilbringer nesten hele dagen i vannet (redningsmenn, instruktører), ofte av hudsykdommer eller har svekket immunitet.
I forbindelse med alt dette, etter å ha besøkt bassengene, bør du absolutt ta en dusj - for å vaske av mulige klorrester fra huden og håret.
Menneskelig bruk av Cl
Når du husker fra egenskapene til klor at det er et "lunefull" element (når det kommer til interaksjon med andre stoffer), vil det være interessant å vite at det ganske ofte brukes i industrien.
Først og fremst brukes den til å desinfisere mange stoffer.
Cl brukes også til fremstilling av visse typer plantevernmidler, som bidrar til å redde avlinger fra skadedyr.
Evnen til dette stoffet til å samhandle med nesten alle elementene i det periodiske systemet (karakteristisk for klor som et ikke-metall) hjelper med å trekke ut visse typer metaller (Ti, Ta og Nb), samt kalk og saltsyre .
I tillegg til alt det ovennevnte, brukes Cl til produksjon av industrielle stoffer (polyvinylklorid) og medisiner (klorheksidin).
Det er verdt å nevne at man i dag har funnet et mer effektivt og trygt desinfeksjonsmiddel - ozon (O 3). Imidlertid er produksjonen dyrere enn klor, og denne gassen er enda mer ustabil enn klor (kort beskrivelse av fysiske egenskaper i 6-7 punkter). Derfor er det få som har råd til å bruke ozonering i stedet for klorering.
Hvordan produseres klor?
I dag er mange metoder kjent for syntese av dette stoffet. De faller alle inn i to kategorier:
- Kjemisk.
- Elektrokjemisk.
I det første tilfellet oppnås Cl på grunn av en kjemisk reaksjon. Men i praksis er de svært kostbare og ineffektive.
Derfor foretrekker industrien elektrokjemiske metoder (elektrolyse). Det er tre av dem: diafragma, membran og kvikksølvelektrolyse.
Vest i Flandern ligger en bitteliten by. Ikke desto mindre er navnet kjent over hele verden og vil lenge forbli i menneskehetens minne som et symbol på en av de største forbrytelsene mot menneskeheten. Denne byen er Ypres. Crecy - Ypres - Hiroshima - milepæler på veien til å gjøre krigen om til en gigantisk ødeleggelsesmaskin.
I begynnelsen av 1915 ble den såkalte Ypres-salienten dannet på den vestlige frontlinjen. Allierte anglo-franske styrker nordøst for Ypres penetrerte territoriet okkupert av den tyske hæren. Den tyske kommandoen bestemte seg for å sette i gang et motangrep og utjevne frontlinjen. Om morgenen den 22. april, da vinden blåste jevnt, begynte tyskerne uvanlige forberedelser til offensiven – de utførte det første gassangrepet i krigens historie. På Ypres-sektoren av fronten ble 6000 klorsylindere åpnet samtidig. I løpet av fem minutter dannet det seg en enorm, veiende 180 tonn, giftig gulgrønn sky, som sakte beveget seg mot fiendens skyttergraver.
Ingen forventet dette. De franske og britiske troppene forberedte seg på et angrep, for artilleribeskytning, soldatene gravde seg sikkert inn, men foran den destruktive klorskyen var de fullstendig ubevæpnet. Den dødelige gassen trengte inn i alle sprekker og inn i alle tilfluktsrom. Resultatene av det første kjemiske angrepet (og det første bruddet på Haagkonvensjonen fra 1907 om ikke-bruk av kjemiske stoffer!) var slående - klor slo rundt 15 tusen mennesker, og rundt 5 tusen døde. Og alt dette - for å jevne ut den 6 km lange frontlinjen! To måneder senere satte tyskerne i gang et klorangrep på østfronten. Og to år senere økte Ypres beryktet. Under en vanskelig kamp 12. juli 1917 ble et giftig stoff, senere kalt sennepsgass, brukt for første gang i området av denne byen. Sennepsgass er et klorderivat, diklordietylsulfid.
Vi husker disse episodene av historien knyttet til en liten by og ett kjemisk grunnstoff for å vise hvor farlig grunnstoff nr. 17 kan være i hendene på militante galninger. Dette er det mørkeste kapittelet i klorhistorien. Men det blir helt feil å se klor kun som et giftig stoff og et råstoff for produksjon av andre giftige stoffer...
Historien om elementært klor er relativt kort, og går tilbake til 1774. Historien om klorforbindelser er like gammel som verden. Det er nok å huske at natriumklorid er bordsalt. Og tilsynelatende, selv i forhistorisk tid, ble saltets evne til å bevare kjøtt og fisk lagt merke til.
De eldste arkeologiske funnene - bevis på bruk av salt av mennesker - dateres tilbake til omtrent 3-4 årtusen f.Kr. Men den eldste beskrivelsen av steinsaltutvinning finnes i skriftene til den greske historikeren Herodot (5. århundre f.Kr.). Herodot beskriver utvinningen av steinsalt i Libya. I oasen Sinach i sentrum av den libyske ørkenen var det det berømte tempelet til guden Ammon-Ra. Det er derfor Libya ble kalt "Ammoniakk", og det første navnet på steinsalt var "sal ammoniacum". Senere, fra rundt 1200-tallet. AD, dette navnet ble tildelt ammoniumklorid.
Plinius den eldstes naturhistorie beskriver en metode for å skille gull fra uedle metaller ved kalsinering med salt og leire. Og en av de første beskrivelsene av rensing av natriumklorid finnes i verkene til den store arabiske legen og alkymisten Jabir ibn Hayyan (i europeisk stavemåte - Geber).
Det er svært sannsynlig at alkymister også møtte elementært klor, siden i landene i øst allerede på 900-tallet og i Europa på 1200-tallet. "Aqua regia" var kjent - en blanding av saltsyre og salpetersyre. Boken «Hortus Medicinae» av nederlenderen Van Helmont, utgitt i 1668, sier at når ammoniumklorid og salpetersyre varmes opp sammen, oppnås en viss gass. Etter beskrivelsen å dømme er denne gassen veldig lik klor.
Detaljer klor ble først beskrevet av den svenske kjemikeren Scheele i sin avhandling om pyrolusitt. Mens han varmet opp mineralet pyrolusitt med saltsyre, la Scheele merke til en lukt som var karakteristisk for aqua regia, samlet og undersøkte den gulgrønne gassen som ga opphav til denne lukten, og studerte dens interaksjon med visse stoffer. Scheele var den første som oppdaget virkningen av klor på gull og kanel (i sistnevnte tilfelle dannes sublimat) og klorets blekeegenskaper.
Scheele betraktet ikke den nylig oppdagede gassen for å være et enkelt stoff og kalte det "dephlogisticated saltsyre." På moderne språk trodde Scheele, og etter ham andre forskere på den tiden, at den nye gassen var oksidet av saltsyre.
Noe senere foreslo Bertholet og Lavoisier å betrakte denne gassen som et oksid av et visst nytt grunnstoff "murium". I tre og et halvt tiår forsøkte kjemikere uten hell å isolere den ukjente muriaen.
Til å begynne med var Davy også tilhenger av "muriumoksid", som i 1807 dekomponerte bordsalt med en elektrisk strøm til alkalimetallet natrium og gulgrønn gass. Imidlertid, tre år senere, etter mange resultatløse forsøk på å skaffe muria, kom Davy til den konklusjon at gassen oppdaget av Scheele var et enkelt stoff, et grunnstoff, og kalte det klorgass eller klor (fra gresk - gul-grønn). Og tre år senere ga Gay-Lussac det nye grunnstoffet et kortere navn - klor. Riktignok i 1811 foreslo den tyske kjemikeren Schweiger et annet navn for klor - "halogen" (bokstavelig talt oversatt som salt), men dette navnet fanget ikke opp med det første, og ble senere vanlig for en hel gruppe elementer, som inkluderer klor .
"Personlig kort" av klor
På spørsmålet, hva er klor, kan du gi minst et dusin svar. For det første er det halogen; for det andre et av de kraftigste oksidasjonsmidlene; for det tredje en ekstremt giftig gass; for det fjerde, det viktigste produktet i den viktigste kjemiske industrien; for det femte, råvarer for produksjon av plast og plantevernmidler, gummi og kunstfiber, fargestoffer og medisiner; for det sjette, stoffet som titan og silisium, glyserin og fluorplast oppnås med; for det syvende, et middel for å rense drikkevann og bleke stoffer ...
Denne listen kan fortsettes.
Under normale forhold er elementært klor en ganske tung gulgrønn gass med en skarp, karakteristisk lukt. Atomvekten til klor er 35.453 og molekylvekten er 70.906 fordi klormolekylet er diatomisk. En liter klorgass under normale forhold (temperatur 0 ° C og trykk 760 mm Hg) veier 3,214 g. Når det avkjøles til en temperatur på - 34,05 ° C, kondenserer klor til en gul væske (densitet 1,56 g / cm 3), og ved en temperatur på -101,6°C stivner den. Ved forhøyet trykk kan klor omdannes til væske ved høyere temperaturer opp til +144°C. Klor er svært løselig i dikloretan og noen andre klorerte organiske løsningsmidler.
Element nummer 17 er veldig aktivt - det kombineres direkte med nesten alle elementene i det periodiske systemet. Derfor finnes det i naturen bare i form av forbindelser. De vanligste mineralene som inneholder klor er halitt NaCl, sylvinitt KCl NaCl, bischofitt MgCl 2 -6H 2 O, karnallitt KCl-MgCl 2 -6H 2 O, kainitt KCl-MgSO 4 -3H 2 O. Dette er først og fremst deres "feil" ( eller "fortjent") at klorinnholdet i jordskorpen er 0,20 vekt%. Noen relativt sjeldne klorholdige mineraler, som hornsølv AgCl, er svært viktige for ikke-jernholdig metallurgi.
Når det gjelder elektrisk ledningsevne, rangerer flytende klor blant de sterkeste isolatorene: det leder strøm nesten en milliard ganger dårligere enn destillert vann, og 1022 ganger dårligere enn sølv.
Lydhastigheten i klor er omtrent en og en halv gang mindre enn i luft.
Og til slutt - om klorisotoper.
Ti isotoper av dette elementet er nå kjent, men bare to finnes i naturen - klor-35 og klor-37. Den første er omtrent tre ganger større enn den andre.
De resterende åtte isotoper oppnås kunstig. Den korteste av dem, 32 Cl, har en halveringstid på 0,306 sekunder, og den lengstlevende, 36 Cl, har en halveringstid på 310 tusen år.
ELEMENTER BEREGNING. Ved fremstilling av klor ved elektrolyse av en løsning av bordsalt oppnås samtidig hydrogen og natriumhydroksid: 2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH. Selvfølgelig er hydrogen et veldig viktig kjemisk produkt, men det finnes billigere og mer praktiske måter å produsere dette stoffet på, for eksempel konvertering av naturgass... Men kaustisk soda produseres nesten utelukkende ved elektrolyse av løsninger av bordsalt - annet metoder utgjør mindre enn 10 %. Siden produksjonen av klor og NaOH er fullstendig relatert (som følger av reaksjonsligningen, er produksjonen av ett gram molekyl - 71 g klor - alltid ledsaget av produksjon av to gram molekyler - 80 g elektrolytisk alkali), vel vitende om produktiviteten til verkstedet (eller anlegget, eller staten) for alkali, kan du enkelt beregne hvor mye klor det produserer. Hvert tonn NaOH er "akkompagnert" av 890 kg klor.
VELL OG SMØREMIDDEL! Konsentrert svovelsyre er praktisk talt den eneste væsken som ikke reagerer med klor. Derfor, for å komprimere og pumpe klor, bruker fabrikker pumper der svovelsyre fungerer som arbeidsvæske og samtidig som smøremiddel.
NAVN PÅ FRIEDRICH WELLER. Undersøker samspillet mellom organiske stoffer og klor, en fransk kjemiker på 1800-tallet. Jean Dumas gjorde en fantastisk oppdagelse: klor er i stand til å erstatte hydrogen i molekylene til organiske forbindelser. For eksempel, når eddiksyre kloreres, erstattes først ett hydrogen av metylgruppen med klor, deretter et annet og et tredje. Men det mest slående var at de kjemiske egenskapene til kloreddiksyrer skilte seg lite fra eddiksyren i seg selv. Klassen av reaksjoner oppdaget av Dumas var helt uforklarlig av den elektrokjemiske hypotesen og teorien om Berzelius-radikaler som var dominerende på den tiden. Berzelius og hans studenter og tilhengere bestred kraftig riktigheten av Dumas sitt arbeid. Et hånende brev fra den berømte tyske kjemikeren Friedrich Wöhler dukket opp i det tyske magasinet "Annalen der Chemie und Pharmacie" under pseudonymet S. S. H. Windier (på tysk betyr "Schwindler" "løgner", "bedrager"). Den rapporterte at forfatteren klarte å erstatte alle karbon-, hydrogen- og oksygenatomene i fiber (C 6 H 10 O 5) med klor, og egenskapene til fiberen endret seg ikke. Og nå i London lager de varme mageputer av bomullsull bestående av rent klor.
KLOR OG VANN. Klor er merkbart løselig i vann. Ved 20°C løses 2,3 volumer klor i ett volum vann. Vandige løsninger av klor (klorvann) er gule. Men over tid, spesielt når de lagres i lys, misfarges de gradvis. Dette forklares med at oppløst klor delvis interagerer med vann, saltsyre og hypoklorsyre dannes: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Sistnevnte er ustabil og spaltes gradvis til HCl og oksygen. Derfor blir en løsning av klor i vann gradvis til en løsning av saltsyre.
Men ved lave temperaturer danner klor og jod et krystallhydrat med uvanlig sammensetning - Cl 2 * 5 3 / 4 H 2 O. Disse grønngule krystallene (bare stabile ved temperaturer under 10 ° C) kan oppnås ved å føre klor gjennom is vann. Den uvanlige formelen forklares av strukturen til det krystallinske hydratet, som først og fremst bestemmes av strukturen til is. I krystallgitteret til is kan H2O-molekyler ordnes på en slik måte at det oppstår tomrom med jevne mellomrom mellom dem. En kubikkenhetscelle inneholder 46 vannmolekyler, mellom dem er det åtte mikroskopiske hulrom. Det er i disse hulrommene at klormolekylene legger seg. Den nøyaktige formelen for klorkrystallinsk hydrat bør derfor skrives som følger: 8Cl 2 * 46H 2 O.
KLOR FORGIFTNING. Tilstedeværelsen av ca. 0,0001 % klor i luften irriterer slimhinnene. Konstant eksponering for en slik atmosfære kan føre til bronkial sykdom, svekker sterkt appetitten og gir en grønnaktig fargetone til huden. Hvis klorinnholdet i luften er 0,1 %, kan det oppstå akutt forgiftning, det første tegn på dette er alvorlige hosteanfall. Ved klorforgiftning er absolutt hvile nødvendig; Det er nyttig å inhalere oksygen eller ammoniakk (sniffing av ammoniakk), eller damp av alkohol med eter. I henhold til eksisterende sanitærstandarder bør klorinnholdet i luften i industrilokaler ikke overstige 0,001 mg/l, dvs. 0,00003%.
IKKE BARE GIFT. "Alle vet at ulver er grådige." At klor er giftig også. Men i små doser kan giftig klor noen ganger tjene som en motgift. Dermed får ofre for hydrogensulfid ustabilt blekemiddel å lukte på. Ved å samhandle blir de to giftene gjensidig nøytralisert.
KLORANALYSE. For å bestemme klorinnholdet føres en luftprøve gjennom absorbenter med en surgjort løsning av kaliumjodid. (Klor fortrenger klor, mengden av sistnevnte bestemmes enkelt ved filtrering med en løsning av Na 2 S 2 O 3.) For å bestemme spormengder av klor i luften brukes ofte en kolorimetrisk metode, basert på en kraftig endring i fargen på noen forbindelser (benzidin, ortotoluidin, metyloransje) når de oksideres med klor. For eksempel blir en fargeløs surgjort løsning av benzidin gul, og en nøytral løsning blir blå. Fargeintensiteten er proporsjonal med mengden klor.
Klor ble sannsynligvis oppnådd av alkymister, men oppdagelsen og den første forskningen er uløselig knyttet til navnet til den berømte svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele. Scheele oppdaget fem kjemiske grunnstoffer - barium og mangan (sammen med Johan Hahn), molybden, wolfram, klor og uavhengig av andre kjemikere (om enn senere) - tre til: oksygen, hydrogen og nitrogen. Denne prestasjonen kunne ikke gjentas av noen kjemiker senere. Samtidig var Scheele, allerede valgt som medlem av det kongelige svenske vitenskapsakademi, en enkel farmasøyt i Köping, selv om han kunne ha tatt en mer hederlig og prestisjefylt stilling. Fredrik II den store selv, den prøyssiske kongen, tilbød ham stillingen som professor i kjemi ved universitetet i Berlin. Scheele takket nei til slike fristende tilbud og sa: «Jeg kan ikke spise mer enn jeg trenger, og det jeg tjener her i Köping er nok for meg å spise.»
Tallrike klorforbindelser var selvfølgelig kjent lenge før Scheele. Dette elementet er en del av mange salter, inkludert det mest kjente - bordsalt. I 1774 isolerte Scheele klor i fri form ved å varme det svarte mineralet pyrolusitt med konsentrert saltsyre: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Først betraktet kjemikere klor ikke som et grunnstoff, men som en kjemisk forbindelse av det ukjente elementet muria (fra det latinske muria - saltlake) med oksygen. Det ble antatt at saltsyre (det ble kalt murinsyre) inneholder kjemisk bundet oksygen. Dette ble "vitnet", spesielt av følgende faktum: når en klorløsning sto i lyset, ble oksygen frigjort fra den, og saltsyre forble i løsningen. Men utallige forsøk på å "rive" oksygen fra klor førte ingen steder. Dermed har ingen vært i stand til å skaffe karbondioksid ved å varme opp klor med kull (som ved høye temperaturer "tar bort" oksygen fra mange forbindelser som inneholder det). Som et resultat av lignende eksperimenter utført av Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac og Louis Jacques Thenard, ble det klart at klor ikke inneholder oksygen og er et enkelt stoff. Eksperimentene til Gay-Lussac, som analyserte det kvantitative forholdet mellom gasser i reaksjonen mellom klor og hydrogen, førte til samme konklusjon.
I 1811 foreslo Davy navnet "klorin" for det nye elementet - fra gresk. "kloros" - gulgrønn. Dette er akkurat fargen på klor. Den samme roten er i ordet "klorofyll" (fra det greske "kloros" og "phyllon" - blad). Et år senere "forkortet" Gay-Lussac navnet til "klor." Men fortsatt kaller britene (og amerikanerne) dette grunnstoffet "klor", mens franskmennene kaller det klor. Tyskerne, kjemiens «lovgivere» gjennom nesten hele 1800-tallet, tok også i bruk det forkortede navnet. (på tysk er klor klor). I 1811 foreslo den tyske fysikeren Johann Schweiger navnet "halogen" for klor (fra det greske "hals" - salt og "gennao" - føde). Deretter ble dette begrepet tildelt ikke bare klor, men også til alle dets analoger i den syvende gruppen - fluor, brom, jod, astatin.
Demonstrasjonen av hydrogenforbrenning i en kloratmosfære er interessant: noen ganger under eksperimentet oppstår en uvanlig bivirkning: en summende lyd høres. Oftest brummer flammen når et tynt rør som hydrogen tilføres gjennom, senkes ned i et kjegleformet kar fylt med klor; det samme gjelder for sfæriske kolber, men i sylindere brummer flammen vanligvis ikke. Dette fenomenet ble kalt den "syngende flammen".
I en vandig løsning reagerer klor delvis og ganske sakte med vann; ved 25°C, likevekt: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl etableres innen to dager. Hypoklorsyre brytes ned i lys: HClO ® HCl + O. Det er atomært oksygen som tilskrives blekeeffekten (absolutt tørt klor har ikke denne evnen).
Klor i dets forbindelser kan vise alle oksidasjonstilstander - fra –1 til +7. Med oksygen danner klor en rekke oksider, alle i sin rene form er ustabile og eksplosive: Cl 2 O - gul-oransje gass, ClO 2 - gul gass (under 9,7 o C - knallrød væske), klorperklorat Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, lysegul væske), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, knallrød væske), Cl 2 O 7 – fargeløs, svært eksplosiv væske. Ved lave temperaturer ble det oppnådd ustabile oksider Cl 2 O 3 og ClO 3. ClO 2 oksid produseres i industriell skala og brukes i stedet for klor til å bleke masse og desinfisere drikkevann og avløpsvann. Med andre halogener danner klor en rekke såkalte interhalogenforbindelser, for eksempel ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Klor og dets forbindelser med positiv oksidasjonstilstand er sterke oksidasjonsmidler. I 1822 oppnådde den tyske kjemikeren Leopold Gmelin rødt salt fra gult blodsalt ved oksidasjon med klor: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Klor oksiderer lett bromider og klorider, og frigjør brom og jod i fri form.
Klor i forskjellige oksidasjonstilstander danner en rekke syrer: HCl - saltsyre (salt, salter - klorider), HClO - hypoklor (salter - hypokloritt), HClO 2 - klor (salter - kloritt), HClO 3 - hypoklor (salter - klorater) , HClO 4 – klor (salter – perklorater). Av oksygensyrene er det kun perklorsyre som er stabil i sin rene form. Av salter av oksygensyrer brukes hypokloritt i praksis, natriumkloritt NaClO 2 - for bleking av tekstiler, for fremstilling av kompakte pyrotekniske kilder til oksygen ("oksygenlys"), kaliumklorater (bertholometasalt), kalsium og magnesium (for kontroll av skadedyr i landbruket, som komponenter i pyrotekniske sammensetninger og eksplosiver, i produksjon av fyrstikker), perklorater - komponenter av eksplosiver og pyrotekniske sammensetninger; Ammoniumperklorat er en komponent i fast rakettdrivstoff.
Klor reagerer med mange organiske forbindelser. Den fester seg raskt til umettede forbindelser med doble og trippel karbon-karbonbindinger (reaksjonen med acetylen fortsetter eksplosivt), og i lyset til benzen. Under visse forhold kan klor erstatte hydrogenatomer i organiske forbindelser: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Denne reaksjonen spilte en betydelig rolle i historien til organisk kjemi. På 1840-tallet oppdaget den franske kjemikeren Jean Baptiste Dumas at når klor reagerer med eddiksyre, skjer reaksjonen med utrolig letthet
CH 3 COOH + Cl 2® CH 2 ClCOOH + HCl. Med et overskudd av klor dannes trikloreddiksyre CCl 3 COOH. Imidlertid var mange kjemikere mistroende til Dumas' arbeid. Faktisk, i henhold til den da allment aksepterte teorien til Berzelius, kunne positivt ladede hydrogenatomer ikke erstattes av negativt ladede kloratomer. Denne oppfatningen ble holdt på den tiden av mange fremragende kjemikere, blant dem var Friedrich Wöhler, Justus Liebig og, selvfølgelig, Berzelius selv.
For å latterliggjøre Dumas, overleverte Wöhler til sin venn Liebig en artikkel på vegne av en viss S. Windler (Schwindler - på tysk en bedrager) om en ny vellykket anvendelse av reaksjonen som angivelig ble oppdaget av Dumas. I artikkelen skrev Wöhler med åpenbar hån om hvordan det i manganacetat Mn(CH 3 COO) 2 var mulig å erstatte alle grunnstoffene, i henhold til deres valens, med klor, noe som resulterte i et gult krystallinsk stoff som kun består av klor. Det ble videre sagt at i England, ved suksessivt å erstatte alle atomer i organiske forbindelser med kloratomer, blir vanlige stoffer omdannet til klor, og at ting samtidig beholder sitt utseende. I en fotnote ble det opplyst at London-butikker solgte en livlig handel med materiale som bestod av klor alene, da dette materialet var veldig bra til nattcapser og varme underbukser.
Reaksjonen av klor med organiske forbindelser fører til dannelse av mange organiske klorprodukter, blant annet de mye brukte løsningsmidlene metylenklorid CH 2 Cl 2, kloroform CHCl 3, karbontetraklorid CCl 4, trikloretylen CHCl=CCl 2, tetrakloretylen C 2 Cl 4 . I nærvær av fuktighet misfarger klor de grønne bladene til planter og mange fargestoffer. Denne ble brukt tilbake på 1700-tallet. for bleking av stoffer.
Klor som en giftig gass.
Scheele, som fikk klor, bemerket en svært ubehagelig sterk lukt, pustevansker og hoste. Som vi senere fant ut, lukter en person klor selv om en liter luft inneholder bare 0,005 mg av denne gassen, og samtidig har den allerede en irriterende effekt på luftveiene, og ødelegger cellene i slimhinnen i luftveiene. tarmkanalen og lungene. En konsentrasjon på 0,012 mg/l er vanskelig å tolerere; hvis konsentrasjonen av klor overstiger 0,1 mg/l, blir det livstruende: pusten går raskere, blir krampaktig, og blir deretter stadig mer sjelden, og etter 5–25 minutter stopper pusten. Den maksimale tillatte konsentrasjonen i luften til industribedrifter er 0,001 mg/l, og i luften i boligområder - 0,00003 mg/l.
St. Petersburg-akademiker Toviy Egorovich Lovitz, som gjentok Scheeles eksperiment i 1790, frigjorde ved et uhell en betydelig mengde klor i luften. Etter å ha inhalert det, mistet han bevisstheten og falt, og fikk deretter uutholdelige brystsmerter i åtte dager. Heldigvis ble han frisk. Den berømte engelske kjemikeren Davy døde nesten av klorforgiftning. Eksperimenter med selv små mengder klor er farlige, da de kan forårsake alvorlig lungeskade. De forteller at den tyske kjemikeren Egon Wiberg begynte et av sine forelesninger om klor med ordene: «Klor er en giftig gass. Hvis jeg blir forgiftet under neste demonstrasjon, vennligst ta meg med ut i frisk luft. Men dessverre må forelesningen avbrytes.» Hvis du slipper ut mye klor i luften, blir det en skikkelig katastrofe. Dette opplevde de anglo-franske troppene under første verdenskrig. Om morgenen den 22. april 1915 bestemte den tyske kommandoen seg for å gjennomføre det første gassangrepet i krigens historie: da vinden blåste mot fienden, på en liten seks kilometer lang del av fronten nær den belgiske byen Ypres , ble ventilene til 5730 sylindere åpnet samtidig, hver inneholdt 30 kg flytende klor. I løpet av 5 minutter dannet det seg en enorm gulgrønn sky, som sakte beveget seg bort fra de tyske skyttergravene mot de allierte. De engelske og franske soldatene var fullstendig forsvarsløse. Gassen trengte gjennom sprekkene inn i alle tilfluktsrommene, det var ingen flukt fra den: gassmasken var tross alt ennå ikke oppfunnet. Som et resultat ble 15 tusen mennesker forgiftet, 5 tusen av dem til døde. En måned senere, 31. mai, gjentok tyskerne gassangrepet på østfronten – mot russiske tropper. Dette skjedde i Polen nær byen Bolimova. På 12 km-fronten ble 264 tonn av en blanding av klor og mye mer giftig fosgen (karbonsyreklorid COCl 2) frigjort fra 12 tusen sylindre. Tsarkommandoen visste om hva som skjedde ved Ypres, og likevel hadde de russiske soldatene ingen forsvarsmidler! Som et resultat av gassangrepet utgjorde tapene 9.146 personer, hvorav bare 108 var som følge av rifle og artilleribeskytninger, resten ble forgiftet. Samtidig døde 1.183 mennesker nesten umiddelbart.
Snart viste kjemikere hvordan du kan rømme fra klor: du må puste gjennom et gasbind som er dynket i en løsning av natriumtiosulfat (dette stoffet brukes i fotografering, det kalles ofte hyposulfitt). Klor reagerer veldig raskt med en tiosulfatløsning og oksiderer den:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O® 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl. Selvfølgelig er svovelsyre heller ikke et ufarlig stoff, men den fortynnede vandige løsningen er mye mindre farlig enn giftig klor. Derfor, i disse årene, hadde tiosulfat et annet navn - "antiklor", men de første tiosulfatgassmaskene var ikke veldig effektive.
I 1916 oppfant den russiske kjemikeren og fremtidige akademikeren Nikolai Dmitrievich Zelinsky en virkelig effektiv gassmaske, der giftige stoffer ble holdt tilbake av et lag med aktivert karbon. Slikt kull med en svært utviklet overflate vil kunne holde på betydelig mer klor enn gasbind dynket i hyposulfitt. Heldigvis forble "klorangrepene" bare en tragisk episode i historien. Etter verdenskrigen hadde klor bare fredelige yrker igjen.
Bruk av klor.
Hvert år produseres enorme mengder klor over hele verden – titalls millioner tonn. Bare i USA på slutten av 1900-tallet. Omtrent 12 millioner tonn klor ble produsert årlig ved elektrolyse (10. plass blant kjemisk produksjon). Hoveddelen av det (opptil 50%) brukes på klorering av organiske forbindelser - for å produsere løsemidler, syntetisk gummi, polyvinylklorid og annen plast, kloroprengummi, plantevernmidler, medisiner og mange andre nødvendige og nyttige produkter. Resten brukes til syntese av uorganiske klorider, i tremasse- og papirindustrien til bleking av tremasse og til vannrensing. Klor brukes i relativt små mengder i metallurgisk industri. Med dens hjelp oppnås veldig rene metaller - titan, tinn, tantal, niob. Ved å brenne hydrogen i klor, oppnås hydrogenklorid, og fra det oppnås saltsyre. Klor brukes også til produksjon av blekemidler (hypokloritt, blekemiddel) og vanndesinfeksjon ved klorering.
Ilya Leenson