Použitie chlóru. Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo. Ako sa získava chlór?
![Použitie chlóru. Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo. Ako sa získava chlór?](https://i2.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975823.jpg)
Chlór(lat. chlorum), cl, chemický prvok skupiny vii Mendelejevovej periodickej sústavy, atómové číslo 17, atómová hmotnosť 35,453; patrí do rodiny halogény. Za normálnych podmienok (0°C, 0,1 MN/m2 alebo 1 kgf/cm 2) žltozelený plyn s ostrým dráždivým zápachom. Prírodný H. pozostáva z dvoch stabilných izotopov: 35 cl (75,77 %) a 37 cl (24,23 %). Rádioaktívne izotopy s hmotnostnými číslami 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 a polčasmi rozpadu ( t1/2) respektíve 0,31; 2,5; 1,56 sek; 3 , 1 ? 10 5 rokov; 37,3, 55,5 a 1,4 min. 36 cl a 38 cl sa používajú ako izotopové indikátory.
Historický odkaz. H. získal prvýkrát v roku 1774 K. Scheele interakcia kyseliny chlorovodíkovej s pyroluzitom mno 2. Avšak až v roku 1810 Davy stanovil, že chlór je prvok a nazval ho chlór (z gréckeho chlór o s - žltozelený). V roku 1813 J. L. Gay Lussac navrhol názov X pre tento prvok.
distribúcia v prírode. H. sa v prírode vyskytuje len vo forme zlúčenín. Priemerný obsah Ch v zemskej kôre (clarke) 1,7? 10 -2 % hm., v kyslých vyvretých horninách - granitoch a pod. 2.4? 10-2 , v základnej a ultrazákladnej 5 ? 10-3. Vodná migrácia hrá hlavnú úlohu v dejinách kresťanstva v zemskej kôre. Vo forme cl iónu sa nachádza vo Svetovom oceáne (1,93 %), podzemných soľankách a slaných jazerách. Počet vlastných minerálov (hlavne prírodné chloridy) 97, hlavná je halite naci . Známe sú aj veľké ložiská chloridov draselných a horečnatých a zmiešaných chloridov: sylvin kcl, sylvinit(na, k) ci, karnallit kci? mgcl2? 6h2o, Cainite kci? mgso 4? 3h 2 o, bischofit mgci 2 ? 6h2o. V histórii Zeme mal veľký význam prílev hcl obsiahnutý v sopečných plynoch do vrchných častí zemskej kôry.
Fyzikálne a chemické vlastnosti. H. má t kip -34,05°С, t nl - 101 °C. Hustota plynného Ch za normálnych podmienok 3.214 g/l; nasýtená para pri 0°C 12.21 g/l; kvapalný H. pri teplote varu 1,557 g/cm 3 ; tuhá studená pri -102°C 1.9 g/cm 3 . Tlak nasýtených pár Ch pri 0 °C 0,369; pri 25 °C 0,772; pri 100 °C 3,814 MN/m2 alebo 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm 2 . Teplo topenia 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); výparné teplo 288 kJ/kg (68,8 cal/g); tepelná kapacita plynu pri konštantnom tlaku 0,48 kJ/(kg? TO) . Kritické konštanty H.: teplota 144°C, tlak 7,72 Mn/m 2 (77,2 kgf/cm 2) , hustota 573 g/l, špecifický objem 1,745? 10-3 l/g. Rozpustnosť (v g/l) X. pri parciálnom tlaku 0,1 Mn/m 2 , alebo 1 kgf/cm 2 , vo vode 14,8 (0 °C), 5,8 (30 °C), 2,8 (70 °C); v roztoku 300 g/l naci 1,42 (30 °C), 0,64 (70 °C). Pod 9,6°C sa vo vodných roztokoch tvoria hydráty chlóru Variabilné zloženie cl ? n h2o (kde n = 6 x 8); ide o žlté kryštály kubickej sústavy, ktoré sa pri zvýšení teploty rozkladajú na chlór a vodu. Chlór sa dobre rozpúšťa v ticl 4, sic1 4, sncl 4 a niektorých organických rozpúšťadlách (najmä v hexáne c 6 h 14 a tetrachlórmetáne ccl 4). Molekula X. je dvojatómová (cl 2). Stupeň tepelnej disociácie cl 2 + 243 kj u 2cl pri 1000 K je 2,07? 10 - 40 %, pri 2500 K 0,909 %. Vonkajšia elektronická konfigurácia atómu cl 3 s 2 3 p 5 . V súlade s tým H. v zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy -1, +1, +3, +4, +5, +6 a +7. Kovalentný polomer atómu je 0,99 å, iónový polomer cl je 1,82 å, afinita atómu X k elektrónu je 3,65 ev, ionizačná energia 12,97 ev.
Chemicky je chlór veľmi aktívny, spája sa priamo s takmer všetkými kovmi (s niektorými len za prítomnosti vlhkosti alebo pri zahriatí) a s nekovmi (okrem uhlíka, dusíka, kyslíka a inertných plynov), pričom vytvára zodpovedajúce chloridy, reaguje s mnohými zlúčeninami, nahrádza vodík v nasýtených uhľovodíkoch a spája nenasýtené zlúčeniny. H. vytesňuje bróm a jód z ich zlúčenín vodíkom a kovmi; zo zlúčenín chlóru sa týmito prvkami vytláča fluórom. Alkalické kovy v prítomnosti stôp vlhkosti interagujú s chlórom vznietením; väčšina kovov reaguje so suchým chlórom iba pri zahriatí. Oceľ, ako aj niektoré kovy, sú stabilné v suchej chlórovej atmosfére pri nízkych teplotách, preto sa používajú na výrobu zariadení a skladovacích zariadení pre suchý chlór Fosfor sa v atmosfére chlóru vznieti za vzniku pcl 3 a pri ďalšej chlorácii, pcl5; síra s H. pri zahriatí dáva s 2 cl 2, scl 2 atď n cl m. Arzén, antimón, bizmut, stroncium a telúr prudko reagujú s chlórom. Zmes chlóru a vodíka horí bezfarebným alebo žltozeleným plameňom za vzniku chlorovodík(je to reťazová reakcia)
Maximálna teplota vodíkovo-chlórového plameňa je 2200°C. Zmesi chlóru s vodíkom s obsahom od 5,8 do 88,5 % h 2 sú výbušné.
S kyslíkom X. tvorí oxidy: cl 2 o, clo 2, cl 2 o 6, cl 2 o 7, cl 2 o 8 , ako aj chlórnany (soli). kyselina chlórna) chloritany, chlorečnany a chloristany. Všetky kyslíkaté zlúčeniny chlóru tvoria výbušné zmesi s ľahko oxidovateľnými látkami. Oxidy chlóru nie sú stabilné a môžu samovoľne explodovať, chlórnany sa počas skladovania pomaly rozkladajú, chlorečnany a chloristany môžu explodovať pod vplyvom iniciátorov.
H. hydrolyzuje vo vode za vzniku kyseliny chlórnej a chlorovodíkovej: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. Pri chlórovaní vodných roztokov alkálií za studena sa vytvárajú chlórnany a chloridy: 2naoh + cl 2 \u003d nacio + naci + h 2 o a pri zahrievaní - chlorečnany. Chlorácia suchého hydroxidu vápenatého bielidlo.
Keď amoniak reaguje s chlórom, vzniká chlorid dusitý. . Počas chlorácie organických zlúčenín chlór buď nahrádza vodík: r-h + ci 2 = rcl + hci, alebo sa pridáva cez násobné väzby za vzniku rôznych organických zlúčenín obsahujúcich chlór. .
H. tvorí s inými halogénmi interhalogénové zlúčeniny. Fluoridy clf, clf 3, clf 5 sú veľmi reaktívne; napríklad v atmosfére clp 3 sa sklená vata samovoľne vznieti. Známe sú zlúčeniny chlóru s kyslíkom a fluórom - oxyfluoridy X.: clo 3 f, clo 2 f 3, clof, clof 3 a chloristan fluóru fclo 4.
Potvrdenie. Chlór sa začal komerčne vyrábať v roku 1785 interakciou kyseliny chlorovodíkovej s oxidom manganičitým alebo pyroluzitom. V roku 1867 anglický chemik H. Deacon vyvinul metódu výroby chlóru oxidáciou hcl vzdušným kyslíkom v prítomnosti katalyzátora. Od konca 19. - začiatku 20. storočia. Chlór sa získava elektrolýzou vodných roztokov chloridov alkalických kovov. Týmito metódami v 70. rokoch. 20. storočie Vo svete sa produkuje 90-95 % H.. Malé množstvá chlóru sa získavajú náhodne pri výrobe horčíka, vápnika, sodíka a lítia elektrolýzou roztavených chloridov. V roku 1975 bola svetová produkcia chlóru asi 25 miliónov ton. T. Používajú sa dva hlavné spôsoby elektrolýzy vodných roztokov naci: 1) v elektrolyzéroch s pevnou katódou a poréznou filtračnou membránou; 2) v elektrolyzéroch s ortuťovou katódou. Podľa oboch spôsobov sa na grafitovej alebo oxidovej titán-ruténiovej anóde uvoľňuje plynný X. Podľa prvého spôsobu sa na katóde uvoľňuje vodík a vzniká roztok naoh a nacl, z ktorého sa následným spracovanie. Podľa druhého spôsobu vzniká na katóde sodíkový amalgám, keď sa v samostatnom prístroji rozloží čistou vodou, získa sa roztok naoh, vodík a čistá ortuť, ktorá ide opäť do výroby. Obe metódy dávajú 1 T X, 1,125 T nie.
Membránová elektrolýza vyžaduje menšie kapitálové investície na organizáciu chemickej výroby a produkuje lacnejšie naoh. Metóda ortuťovej katódy produkuje veľmi čistý naoh, ale strata ortuti znečisťuje životné prostredie. V roku 1970 bolo 62,2 % svetovej chemickej produkcie vyrobených metódou ortuťovej katódy, 33,6 % metódou pevnej katódy a 4,2 % inými metódami. Po roku 1970 sa začala používať elektrolýza na pevnej katóde s iónomeničovou membránou, čo umožnilo získať čistý naoh bez použitia ortuti.
Aplikácia. Jedným z dôležitých odvetví chemického priemyslu je chlórový priemysel. Hlavné množstvá chlóru sa spracúvajú v mieste jeho výroby na zlúčeniny s obsahom chlóru. Skladujte a prepravujte H. v tekutej forme vo valcoch, sudoch, železnici. nádržiach alebo v špeciálne vybavených plavidlách. Pre priemyselné krajiny je typická nasledujúca približná spotreba chlóru: na výrobu organických zlúčenín obsahujúcich chlór - 60-75%; anorganické zlúčeniny obsahujúce Ch - 10-20%; na bielenie buničiny a tkanín - 5-15%; pre sanitárne potreby a chlórovanie vody - 2-6% z celkového výkonu.
Chlór sa tiež používa na chloráciu určitých rúd s cieľom extrahovať titán, niób, zirkónium a iné.
L. M. Jakimenko.
H. v tele. H. je jedným z biogénne prvky, stála zložka rastlinných a živočíšnych tkanív. Obsah Ch. v rastlinách (veľa Ch. in halofyty) - od tisícin percent po celé percentá, u zvierat - desatiny a stotiny percenta. Denná potreba dospelého človeka na H. (2-4 G) sa vzťahuje na potraviny. S jedlom sa H. zvyčajne vyskytuje v nadbytku vo forme chloridu sodného a chloridu draselného. X. chlieb, mäso a mliečne výrobky sú obzvlášť bohaté. Chlór je hlavná osmoticky aktívna látka v organizme zvierat v krvnej plazme, lymfe, cerebrospinálnom moku a niektorých tkanivách. Hrá úlohu v výmena vody a soli, pomáha tkanivám zadržiavať vodu. Regulácia acidobázickej rovnováhy v tkanivách sa uskutočňuje spolu s ďalšími procesmi zmenou distribúcie cholesterolu medzi krvou a inými tkanivami. X. sa podieľa na energetickom metabolizme v rastlinách, pričom aktivuje oboje Oxidačná fosforylácia, a fotofosforyláciu. Na vstrebávanie kyslíka koreňmi priaznivo pôsobí Ch. Pre tvorbu kyslíka v procese fotosyntézy izolovaný je potrebný Ch chloroplasty. Ch. nie je súčasťou väčšiny živných médií na umelé pestovanie rastlín. Je možné, že na vývoj rastlín stačia veľmi nízke koncentrácie Ch.
M. Ya. Školnik.
Otrava X . možné v chemickom, celulózo-papierenskom, textilnom, farmaceutickom priemysle a pod. H. dráždi sliznice očí a dýchacích ciest. K primárnym zápalovým zmenám sa zvyčajne pripája sekundárna infekcia. Akútna otrava sa vyvinie takmer okamžite. Pri vdýchnutí stredných a nízkych koncentrácií chlóru sa zaznamenáva tlak a bolesť na hrudníku, suchý kašeľ, zrýchlené dýchanie, bolesť očí, slzenie, zvýšenie obsahu leukocytov v krvi, zvýšenie telesnej teploty atď. Možná bronchopneumónia, toxický pľúcny edém, depresia, kŕče. V miernych prípadoch dochádza k zotaveniu v 3.-7 deň Ako dlhodobé následky sa pozorujú katary horných dýchacích ciest, recidivujúca bronchitída, pneumoskleróza atď.; možná aktivácia pľúcnej tuberkulózy. Pri dlhšej inhalácii malých koncentrácií Ch. sa pozorujú podobné, ale pomaly sa rozvíjajúce formy ochorenia. Prevencia otravy: utesnenie výrobného zariadenia, účinné vetranie, v prípade potreby použitie plynovej masky. Najvyššia prípustná koncentrácia H. vo vzduchu priemyselných priestorov 1 mg/m 3 . Výroba bielidiel, bielidiel a iných zlúčenín s obsahom chlóru je klasifikovaná ako odvetvie so škodlivými pracovnými podmienkami, kde podľa Sov. Legislatíva obmedzuje zamestnávanie žien a maloletých.
A. A. Kasparov.
Lit.: Yakimenko L. M., Výroba chlóru, hydroxidu sodného a anorganických chlórových produktov, M., 1974; Nekrasov B.V., Základy všeobecnej chémie, 3. vydanie, [zv.] 1, M., 1973; Škodlivé látky v priemysle, vyd. N. V. Lazareva, 6. vydanie, zväzok 2, L., 1971; komplexná anorganická chémia, vyd. j. c. Bailar, v. 1-5, oxf. - 1973.
stiahnuť abstrakt
(podľa Paulinga)
/cm³
Chlór (χλωρός - zelená) - prvok hlavnej podskupiny siedmej skupiny, tretej periódy periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 17. Označuje sa symbolom Cl (lat. Chlorum). Reaktívny nekov. Patrí do skupiny halogénov (pôvodne názov „halogén“ používal nemecký chemik Schweiger pre chlór [doslova „halogén" sa prekladá ako soľ), no neujal sa a následne sa stal bežným pre VII. skupina prvkov, kam patrí chlór).
Jednoduchá látka chlór (číslo CAS: 7782-50-5) je za normálnych podmienok žltozelený jedovatý plyn štipľavého zápachu. Molekula chlóru je dvojatómová (vzorec Cl2).
Schéma atómu chlóru
Chlór bol prvýkrát získaný v roku 1772 Scheele, ktorý opísal jeho uvoľňovanie počas interakcie pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou vo svojom pojednaní o pyrolusite:
4HCl + Mn02 \u003d Cl2 + MnCl2 + 2H20
Scheele si všimol zápach chlóru, podobný vôni aqua regia, jeho schopnosť interagovať so zlatom a rumelkou, ako aj jeho bieliace vlastnosti.
Scheele však v súlade s flogistónovou teóriou, ktorá v tom čase prevládala v chémii, navrhol, že chlór je deflogistizovaná kyselina chlorovodíková, to znamená oxid kyseliny chlorovodíkovej. Berthollet a Lavoisier navrhli, že chlór je oxid prvku murium, ale pokusy o jeho izoláciu zostali neúspešné až do práce Davyho, ktorému sa podarilo rozložiť kuchynskú soľ na sodík a chlór elektrolýzou.
Distribúcia v prírode
V prírode existujú dva izotopy chlóru 35 Cl a 37 Cl. Chlór je najrozšírenejším halogénom v zemskej kôre. Chlór je veľmi aktívny - priamo sa spája s takmer všetkými prvkami periodickej tabuľky. V prírode sa preto vyskytuje iba vo forme zlúčenín v zložení minerálov: halit NaCl, sylvín KCl, sylvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H2O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Najväčšie zásoby chlóru sú obsiahnuté v soliach vôd morí a oceánov.
Chlór predstavuje 0,025 % z celkového počtu atómov v zemskej kôre, Clarkeovo číslo chlóru je 0,19 % a ľudské telo obsahuje 0,25 % hmotnosti iónov chlóru. U ľudí a zvierat sa chlór nachádza najmä v medzibunkových tekutinách (vrátane krvi) a zohráva dôležitú úlohu v regulácii osmotických procesov, ako aj v procesoch spojených s fungovaním nervových buniek.
Izotopové zloženie
V prírode existujú 2 stabilné izotopy chlóru: s hmotnostným číslom 35 a 37. Podiely ich obsahu sú 75,78 % a 24,22 %.
izotop | Relatívna hmotnosť, a.m.u. | Polovičný život | Typ rozpadu | jadrový spin |
---|---|---|---|---|
35Cl | 34.968852721 | stabilný | — | 3/2 |
36Cl | 35.9683069 | 301 000 rokov | β-rozpad v 36 Ar | 0 |
37Cl | 36.96590262 | stabilný | — | 3/2 |
38Cl | 37.9680106 | 37,2 minúty | β-rozpad v 38 Ar | 2 |
39Cl | 38.968009 | 55,6 minúty | β-rozpad v 39 Ar | 3/2 |
40 Cl | 39.97042 | 1,38 minúty | β-rozpad v 40 Ar | 2 |
41Cl | 40.9707 | 34 c | β-rozpad v 41 Ar | |
42Cl | 41.9732 | 46,8 s | β-rozpad v 42 Ar | |
43Cl | 42.9742 | 3,3 s | β-rozpad v 43 Ar |
Fyzikálne a fyzikálno-chemické vlastnosti
Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn s dusivým zápachom. Niektoré z jeho fyzikálnych vlastností sú uvedené v tabuľke.
Niektoré fyzikálne vlastnosti chlóru
Nehnuteľnosť | Význam |
---|---|
Teplota varu | -34 °C |
Teplota topenia | -101 °C |
Teplota rozkladu (disociácie na atómy) |
~1400°С |
Hustota (plyn, n.o.s.) | 3,214 g/l |
Afinita k elektrónu atómu | 3,65 eV |
Prvá ionizačná energia | 12,97 eV |
Tepelná kapacita (298 K, plyn) | 34,94 (J/mol K) |
Kritická teplota | 144 °C |
kritický tlak | 76 atm |
Štandardná entalpia tvorby (298 K, plyn) | 0 (kJ/mol) |
Štandardná entropia tvorby (298 K, plyn) | 222,9 (J/mol K) |
Entalpia fúzie | 6,406 (kJ/mol) |
Entalpia varu | 20,41 (kJ/mol) |
Po ochladení sa chlór mení na kvapalinu pri teplote asi 239 K a potom pod 113 K kryštalizuje do ortorombickej mriežky s priestorovou grupou. cmca a parametre a=6,29 b=4,50, c=8,21. Pod 100 K sa ortorombická modifikácia kryštalického chlóru transformuje na tetragonálnu, ktorá má priestorovú grupu P4 2 /cm a parametre mriežky a=8,56 a c=6,12.
Rozpustnosť
Solventný | Rozpustnosť g/100 g |
---|---|
benzén | Rozpustný |
Voda (0 °C) | 1,48 |
Voda (20°C) | 0,96 |
Voda (25 °C) | 0,65 |
Voda (40 °C) | 0,46 |
Voda (60 °C) | 0,38 |
Voda (80 °C) | 0,22 |
chlorid uhličitý (0 °C) | 31,4 |
chlorid uhličitý (19 °C) | 17,61 |
chlorid uhličitý (40 °C) | 11 |
Chloroform | Vysoko rozpustný |
TiCl4, SiCl4, SnCl4 | Rozpustný |
Na svetle alebo pri zahriatí aktívne reaguje (niekedy až výbuchom) s vodíkom radikálnym mechanizmom. Zmesi chlóru s vodíkom, ktoré obsahujú 5,8 až 88,3 % vodíka, pri ožiarení explodujú za vzniku chlorovodíka. Zmes chlóru a vodíka v malých koncentráciách horí bezfarebným alebo žltozeleným plameňom. Maximálna teplota vodíkovo-chlórového plameňa je 2200 °C.:
Cl2 + H2 → 2HCl 5Cl2 + 2P → 2PCl5 2S + Cl2 → S2Cl2Cl2 + 3F2 (napr.) → 2ClF3
Iné vlastnosti
Cl2 + CO → COCl2Po rozpustení vo vode alebo zásadách chlór dismutuje a vytvára chlór (a pri zahrievaní chloristú) a chlorovodíkovú kyselinu alebo ich soli:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H20 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4Cl
Oxidačné vlastnosti chlóru
Cl2 + H2S -> 2HCl + SReakcie s organickými látkami
CH3-CH3 + Cl2 -> C2H6-x Clx + HClPripája sa k nenasýteným zlúčeninám násobnými väzbami:
CH2 \u003d CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl
Aromatické zlúčeniny nahradia atóm vodíka chlórom v prítomnosti katalyzátorov (napríklad AlCl3 alebo FeCl3):
C6H6 + Cl2 -> C6H5CI + HCl
Chlórové metódy výroby chlóru
Priemyselné metódy
Pôvodne bol priemyselný spôsob výroby chlóru založený na metóde Scheele, to znamená na reakcii pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou:
Mn02 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H20 2NaCl + 2H20 → H2 + Cl2 + 2NaOH Anóda: 2Cl - - 2e - → Cl20 Katóda: 2H20 + 2e - → H2+ 2OH-
Keďže elektrolýza vody prebieha paralelne s elektrolýzou chloridu sodného, celkovú rovnicu možno vyjadriť takto:
1,80 NaCl + 0,50 H20 -> 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2
Používajú sa tri varianty elektrochemického spôsobu výroby chlóru. Dve z nich sú elektrolýza s pevnou katódou: diafragmová a membránová metóda, tretia je elektrolýza s kvapalnou katódou (metóda výroby ortuti). Spomedzi elektrochemických výrobných metód je najľahšou a najpohodlnejšou metódou ortuťová katódová elektrolýza, ale táto metóda spôsobuje značné škody na životnom prostredí v dôsledku vyparovania a úniku kovovej ortuti.
Membránová metóda s pevnou katódou
Dutina článku je rozdelená poréznou azbestovou prepážkou - membránou - na katódový a anódový priestor, kde je umiestnená katóda a anóda článku. Preto sa takýto elektrolyzér často nazýva diafragmová elektrolýza a výrobnou metódou je membránová elektrolýza. Prúd nasýteného anolytu (roztok NaCl) nepretržite vstupuje do anódového priestoru diafragmového článku. V dôsledku elektrochemického procesu sa rozkladom halitu na anóde uvoľňuje chlór a rozkladom vody vodík na katóde. V tomto prípade je blízka katódová zóna obohatená hydroxidom sodným.
Membránová metóda s pevnou katódou
Membránová metóda je v podstate podobná diafragmovej metóde, ale anódový a katódový priestor sú oddelené katexovou polymérovou membránou. Metóda výroby membrány je efektívnejšia ako membránová metóda, ale je náročnejšia na použitie.
Ortuťová metóda s kvapalnou katódou
Proces sa uskutočňuje v elektrolytickom kúpeli, ktorý pozostáva z elektrolyzéra, rozkladača a ortuťového čerpadla, ktoré sú vzájomne prepojené komunikáciou. V elektrolytickom kúpeli pôsobením ortuťového čerpadla ortuť cirkuluje a prechádza cez elektrolyzér a rozkladač. Katódou článku je prúd ortuti. Anódy - grafitové alebo nízke opotrebovanie. Spolu s ortuťou cez elektrolyzér nepretržite preteká prúd anolytu, roztoku chloridu sodného. V dôsledku elektrochemického rozkladu chloridu vznikajú na anóde molekuly chlóru a uvoľnený sodík sa na katóde rozpúšťa v ortuti a vytvára amalgám.
Laboratórne metódy
V laboratóriách sa na získanie chlóru zvyčajne používajú procesy založené na oxidácii chlorovodíka silnými oxidačnými činidlami (napríklad oxid manganičitý, manganistan draselný, dvojchróman draselný):
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20 K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20
Skladovanie chlóru
Vyrobený chlór sa skladuje v špeciálnych „nádržiach“ alebo sa čerpá do vysokotlakových oceľových fliaš. Fľaše s kvapalným chlórom pod tlakom majú špeciálnu farbu - farbu močiara. Treba si uvedomiť, že pri dlhšom používaní chlórových fliaš sa v nich hromadí extrémne výbušný chlorid dusitý, a preto je potrebné z času na čas chlórové fľaše rutinne prepláchnuť a vyčistiť od chloridu dusnatého.
Normy kvality chlóru
Podľa GOST 6718-93 „Kvapalný chlór. Špecifikácie“ sa vyrábajú nasledujúce druhy chlóru
Aplikácia
Chlór sa používa v mnohých priemyselných odvetviach, vede a domácich potrebách:
- Pri výrobe polyvinylchloridu, plastových zmesí, syntetického kaučuku, z ktorých sa vyrábajú: izolácie na drôty, okenné profily, obalové materiály, odevy a obuv, linoleum a gramofónové platne, laky, zariadenia a penové plasty, hračky, časti prístrojov, stavebné materiály. Polyvinylchlorid sa vyrába polymerizáciou vinylchloridu, ktorý sa dnes najčastejšie získava z etylénu chlórovo vyváženou metódou cez medziprodukt 1,2-dichlóretán.
- Bieliace vlastnosti chlóru sú známe už v staroveku, hoci „bieli“ nie samotný chlór, ale atómový kyslík, ktorý vzniká pri rozklade kyseliny chlórnej: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Tento spôsob bielenia látok, papiera, kartónu sa používa po stáročia.
- Výroba organochlórových insekticídov – látok, ktoré ničia hmyz škodlivý pre plodiny, ale sú bezpečné pre rastliny. Značná časť vyrobeného chlóru sa vynakladá na získanie prípravkov na ochranu rastlín. Jedným z najdôležitejších insekticídov je hexachlórcyklohexán (často označovaný ako hexachlóran). Táto látka bola prvýkrát syntetizovaná už v roku 1825 Faradayom, ale praktické uplatnenie našla až po viac ako 100 rokoch - v 30. rokoch nášho storočia.
- Používal sa ako chemická bojová látka, ako aj na výrobu iných chemických bojových látok: horčičný plyn, fosgén.
- Na dezinfekciu vody - "chlórovanie". Najbežnejší spôsob dezinfekcie pitnej vody; je založená na schopnosti voľného chlóru a jeho zlúčenín inhibovať enzýmové systémy mikroorganizmov, ktoré katalyzujú redoxné procesy. Na dezinfekciu pitnej vody sa používa chlór, oxid chloričitý, chloramín a bielidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 stanovuje nasledovné limity (koridor) pre prípustný obsah voľného zvyškového chlóru v pitnej vode z centralizovaného zásobovania vodou 0,3 - 0,5 mg/l. Množstvo vedcov a dokonca aj politikov v Rusku kritizuje samotný koncept chlórovania vody z vodovodu, ale nemôžu ponúknuť alternatívu k dezinfekčnému účinku zlúčenín chlóru. Materiály, z ktorých sú vodovodné potrubia vyrobené, interagujú s chlórovanou vodou z vodovodu odlišne. Voľný chlór vo vode z vodovodu výrazne znižuje životnosť potrubí na báze polyolefínov: polyetylénových rúr rôznych typov, vrátane zosieťovaného polyetylénu, bežnejšieho známeho ako PEX (PEX, PE-X). V USA, aby bolo možné kontrolovať prívod potrubí vyrobených z polymérnych materiálov na použitie vo vodovodných systémoch s chlórovanou vodou, boli nútené prijať 3 normy: ASTM F2023 pre potrubia, membrány a kostrové svaly. Tieto kanály vykonávajú dôležité funkcie pri regulácii objemu tekutiny, transepiteliálnom transporte iónov a stabilizácii membránových potenciálov a podieľajú sa na udržiavaní pH buniek. Chlór sa hromadí vo viscerálnom tkanive, koži a kostrových svaloch. Chlór sa vstrebáva najmä v hrubom čreve. Absorpcia a vylučovanie chlóru úzko súvisí s iónmi sodíka a hydrogénuhličitanom, v menšej miere s mineralokortikoidmi a aktivitou Na + /K + - ATP-ázy. 10-15% všetkého chlóru sa akumuluje v bunkách, z tohto množstva od 1/3 do 1/2 - v erytrocytoch. Asi 85 % chlóru je v extracelulárnom priestore. Chlór sa z tela vylučuje hlavne močom (90 – 95 %), stolicou (4 – 8 %) a cez kožu (do 2 %). Vylučovanie chlóru je spojené s iónmi sodíka a draslíka a recipročne s HCO 3 - (acidobázická rovnováha).
Človek skonzumuje 5-10 g NaCl denne. Minimálna ľudská potreba chlóru je asi 800 mg denne. Dojča dostáva potrebné množstvo chlóru cez materské mlieko, ktoré obsahuje 11 mmol/l chlóru. NaCl je potrebný na tvorbu kyseliny chlorovodíkovej v žalúdku, ktorá podporuje trávenie a ničenie patogénnych baktérií. V súčasnosti nie je dobre pochopená úloha chlóru pri výskyte určitých chorôb u ľudí, najmä kvôli malému počtu štúdií. Stačí povedať, že ani odporúčania o dennom príjme chlóru neboli vypracované. Ľudské svalové tkanivo obsahuje 0,20-0,52% chlóru, kosti - 0,09%; v krvi - 2,89 g / l. V tele priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) 95 g chlóru. Každý deň s jedlom človek prijme 3-6 g chlóru, ktorý v nadbytku pokrýva potrebu tohto prvku.
Ióny chlóru sú pre rastliny životne dôležité. Chlór sa podieľa na energetickom metabolizme v rastlinách aktiváciou oxidačnej fosforylácie. Je nevyhnutný pre tvorbu kyslíka v procese fotosyntézy izolovanými chloroplastmi, stimuluje pomocné procesy fotosyntézy, predovšetkým tie, ktoré sú spojené s akumuláciou energie. Chlór má pozitívny vplyv na vstrebávanie kyslíka, draslíka, vápnika a zlúčenín horčíka koreňmi. Nadmerná koncentrácia iónov chlóru v rastlinách môže mať aj negatívnu stránku, napr. zníženie obsahu chlorofylu, zníženie aktivity fotosyntézy, spomalenie rastu a vývoja chlórových rastlín Baskunchak). Chlór bol jedným z prvých používaných chemických jedov
– Pomocou analytických laboratórnych zariadení, laboratórnych a priemyselných elektród, najmä: referenčných elektród ESr-10101 analyzujúcich obsah Cl- a K+.
Žiadosti o chlór, nachádzame sa podľa požiadaviek na chlór
Interakcia, otrava, voda, reakcie a získavanie chlóru
- oxid
- Riešenie
- kyseliny
- spojenia
- vlastnosti
- definícia
- oxidu uhličitého
- vzorec
- hmotnosť
- aktívny
- kvapalina
- látka
- aplikácie
- akcie
- oxidačný stav
- hydroxid
Bez ohľadu na to, ako negatívne vnímame verejné toalety, príroda diktuje svoje vlastné pravidlá a musíte ich navštíviť. Okrem prirodzených (pre toto miesto) pachov je ďalšou známou arómou bielidlo používané na dezinfekciu miestnosti. Svoje meno dostal kvôli hlavnej aktívnej zložke v ňom - Cl. Dozvieme sa o tomto chemickom prvku a jeho vlastnostiach a tiež opíšme chlór podľa polohy v periodickom systéme.
Ako bola táto položka objavená
Prvýkrát zlúčeninu obsahujúcu chlór (HCl) syntetizoval v roku 1772 britský kňaz Joseph Priestley.
Jeho švédskemu kolegovi Karlovi Scheelemu sa po 2 rokoch podarilo opísať metódu izolácie Cl pomocou reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a oxidom manganičitým. Tento chemik však nechápal, že v dôsledku toho sa syntetizuje nový chemický prvok.
Vedcom trvalo takmer 40 rokov, kým sa naučili získavať chlór v praxi. Prvýkrát to urobil Brit Humphrey Davy v roku 1811. Použil pri tom inú reakciu ako jeho teoretickí predchodcovia. Davy rozložil NaCl (pre väčšinu známy ako kuchynská soľ) elektrolýzou.
Po preštudovaní výslednej látky si britský chemik uvedomil, že je elementárna. Po tomto objave ho Davy nielen pomenoval – chlór (chlór), ale dokázal aj charakterizovať chlór, hoci bol veľmi primitívny.
Chlór sa premenil na chlór (chlór) vďaka Josephovi Gay-Lussacovi a dnes existuje v tejto forme vo francúzštine, nemčine, ruštine, bieloruštine, ukrajinčine, češtine, bulharčine a niektorých ďalších jazykoch. V angličtine sa dodnes používa názov „chlór“ a v taliančine a španielčine „chlór“.
Uvažovaný prvok podrobnejšie opísal Jens Berzelius v roku 1826. Bol to on, kto dokázal určiť jeho atómovú hmotnosť.
Čo je chlór (Cl)
Po zvážení histórie objavu tohto chemického prvku sa oplatí dozvedieť sa o ňom viac.
Názov chlór bol odvodený z gréckeho slova χλωρός ("zelený"). Bolo to dané kvôli žltkasto-zelenkastej farbe tejto látky.
Chlór existuje sám o sebe ako dvojatómový plyn Cl 2, ale v tejto forme sa v prírode prakticky nevyskytuje. Častejšie sa objavuje v rôznych zlúčeninách.
Okrem výrazného odtieňa sa chlór vyznačuje sladko-štipľavým zápachom. Je to veľmi toxická látka, preto ak sa dostane do ovzdušia a vdýchne ho človek alebo zviera, môže v priebehu niekoľkých minút (v závislosti od koncentrácie Cl) viesť k ich smrti.
Keďže chlór je takmer 2,5-krát ťažší ako vzduch, bude sa vždy nachádzať pod ním, teda pri zemi samotnej. Z tohto dôvodu, ak máte podozrenie na prítomnosť Cl, mali by ste vyliezť čo najvyššie, pretože tam bude nižšia koncentrácia tohto plynu.
Na rozdiel od niektorých iných toxických látok majú látky s obsahom chlóru charakteristickú farbu, ktorá umožňuje ich vizuálnu identifikáciu a pôsobenie. Väčšina štandardných plynových masiek pomáha chrániť dýchacie orgány a sliznice pred poškodením Cl. Pre úplnú bezpečnosť je však potrebné prijať závažnejšie opatrenia až po neutralizáciu toxickej látky.
Stojí za zmienku, že práve s použitím chlóru ako jedovatého plynu Nemcami v roku 1915 začali svoju históriu chemické zbrane. V dôsledku použitia takmer 200 ton látky sa v priebehu niekoľkých minút otrávilo 15-tisíc ľudí. Tretina z nich zomrela takmer okamžite, tretina utrpela trvalé poškodenie a iba 5 tisícom sa podarilo ujsť.
Prečo takáto nebezpečná látka stále nie je zakázaná a ročne sa vyťažia milióny ton? Je to všetko o jeho špeciálnych vlastnostiach a aby sme im porozumeli, stojí za to zvážiť vlastnosti chlóru. Najjednoduchší spôsob, ako to urobiť, je pomocou periodickej tabuľky.
Charakterizácia chlóru v periodickom systéme
![](https://i1.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975821.jpg)
Chlór ako halogén
Okrem extrémnej toxicity a štipľavého zápachu (charakteristické pre všetkých predstaviteľov tejto skupiny) je Cl vysoko rozpustný vo vode. Praktickým potvrdením je pridávanie čistiacich prostriedkov s obsahom chlóru do bazénovej vody.
Pri kontakte s vlhkým vzduchom začne predmetná látka dymiť.
Vlastnosti Cl ako nekovu
Vzhľadom na chemické vlastnosti chlóru je potrebné venovať pozornosť jeho nekovovým vlastnostiam.
Má schopnosť vytvárať zlúčeniny s takmer všetkými kovmi a nekovmi. Príkladom je reakcia s atómami železa: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.
Na uskutočnenie reakcií je často potrebné použiť katalyzátory. Túto úlohu môže hrať H20.
Reakcie s Cl sú často endotermické (absorbujú teplo).
Treba poznamenať, že v kryštalickej forme (vo forme prášku) chlór interaguje s kovmi iba pri zahrievaní na vysoké teploty.
Reakciou s inými nekovmi (okrem O 2, N, F, C a inertných plynov) vytvára Cl zlúčeniny - chloridy.
Pri reakcii s O 2 vznikajú oxidy, ktoré sú extrémne nestabilné a náchylné na rozklad. V nich sa oxidačný stav Cl môže prejaviť od +1 do +7.
Pri interakcii s F sa tvoria fluoridy. Ich stupeň oxidácie môže byť rôzny.
Chlór: charakteristika látky z hľadiska jej fyzikálnych vlastností
Uvažovaný prvok má okrem chemických vlastností aj fyzikálne vlastnosti.
![](https://i1.wp.com/syl.ru/misc/i/ai/339304/1975820.jpg)
Vplyv teploty na agregovaný stav Cl
Po zvážení fyzikálnych vlastností prvku chlóru sme pochopili, že je schopný prejsť do rôznych stavov agregácie. Všetko závisí od teplotného režimu.
V normálnom stave je Cl vysoko korozívny plyn. Môže však ľahko skvapalniť. To je ovplyvnené teplotou a tlakom. Napríklad, ak sa rovná 8 atmosfér a teplota je +20 stupňov Celzia, Cl2 je kyslá žltá kvapalina. Je schopný udržať tento stav agregácie až do +143 stupňov, ak tlak stále stúpa.
Po dosiahnutí -32 ° C prestáva stav chlóru závisieť od tlaku a zostáva tekutý.
Kryštalizácia látky (tuhé skupenstvo) nastáva pri -101 stupňoch.
Kde v prírode existuje Cl
Po zvážení všeobecných charakteristík chlóru stojí za to zistiť, kde v prírode možno nájsť taký ťažký prvok.
Pre svoju vysokú reaktivitu sa takmer nikdy nenachádza v čistej forme (preto na začiatku štúdia tohto prvku trvalo vedcom roky, kým sa naučili, ako ho syntetizovať). Cl sa zvyčajne nachádza v zlúčeninách rôznych minerálov: halit, sylvín, kainit, bischofit atď.
Najviac zo všetkého sa nachádza v soliach extrahovaných z morskej alebo oceánskej vody.
Účinok na telo
Pri zvažovaní vlastností chlóru sa už viackrát hovorilo, že je extrémne jedovatý. Atómy hmoty sú zároveň obsiahnuté nielen v mineráloch, ale aj takmer vo všetkých organizmoch, od rastlín až po ľudí.
Ióny Cl pre svoje špeciálne vlastnosti prenikajú cez bunkové membrány lepšie ako iné (preto sa viac ako 80 % všetkého chlóru v ľudskom tele nachádza v medzibunkovom priestore).
Spolu s K je Cl zodpovedný za reguláciu rovnováhy voda-soľ a v dôsledku toho za osmotickú rovnosť.
Napriek takej dôležitej úlohe v tele zabíja čistý Cl 2 všetko živé – od buniek až po celé organizmy. V kontrolovaných dávkach a pri krátkodobej expozícii však nestihne spôsobiť poškodenie.
Živým príkladom posledného tvrdenia je akýkoľvek bazén. Ako viete, voda v takýchto zariadeniach sa dezinfikuje Cl. Zároveň, ak osoba zriedka navštevuje takúto inštitúciu (raz za týždeň alebo mesiac), je nepravdepodobné, že bude trpieť prítomnosťou tejto látky vo vode. Zamestnanci takýchto inštitúcií, najmä tí, ktorí sa zdržiavajú vo vode takmer celý deň (záchranári, inštruktori) však často trpia kožnými chorobami alebo majú oslabený imunitný systém.
V súvislosti s tým všetkým je po návšteve bazénov bezpodmienečne nutné sa osprchovať – zmyť prípadné zvyšky chlóru z pokožky a vlasov.
Ľudské použitie Cl
Vzhľadom na charakterizáciu chlóru, že ide o „rozmarný“ prvok (pokiaľ ide o interakciu s inými látkami), bude zaujímavé vedieť, že sa pomerne často používa v priemysle.
V prvom rade sa používa na dezinfekciu mnohých látok.
Cl sa používa aj pri výrobe určitých druhov pesticídov, čo pomáha chrániť plodiny pred škodcami.
Schopnosť tejto látky interagovať s takmer všetkými prvkami periodickej tabuľky (charakteristika chlóru ako nekovu) pomáha extrahovať určité druhy kovov (Ti, Ta a Nb), ako aj vápno a kyselinu chlorovodíkovú so svojimi Pomoc.
Okrem všetkého vyššie uvedeného sa Cl používa pri výrobe priemyselných látok (polyvinylchlorid) a liekov (chlórhexidín).
Za zmienku stojí, že dnes bol nájdený účinnejší a bezpečnejší dezinfekčný prostriedok – ozón (O 3 ). Jeho výroba je však drahšia ako chlór a tento plyn je ešte nestabilnejší ako chlór (stručný popis fyzikálnych vlastností v 6-7 str.). Preto si málokto môže dovoliť použiť ozonizáciu namiesto chlórovania.
Ako sa vyrába chlór?
Dnes je známych veľa metód na syntézu tejto látky. Všetky spadajú do dvoch kategórií:
- Chemický.
- Elektrochemické.
V prvom prípade sa Cl získa ako výsledok chemickej reakcie. V praxi sú však veľmi nákladné a neefektívne.
Preto sa v priemysle uprednostňujú elektrochemické metódy (elektrolýza). Existujú tri z nich: diafragmová, membránová a ortuťová elektrolýza.
Na západe Flámska leží malé mestečko. Napriek tomu je jeho meno známe po celom svete a dlho zostane v pamäti ľudstva ako symbol jedného z najväčších zločinov proti ľudskosti. Toto mesto je Ypres. Crecy - Ypres - Hirošima - míľniky na ceste k premene vojny na obrovský stroj ničenia.
Začiatkom roku 1915 sa na západnej frontovej línii vytvorila takzvaná rímsa Ypres. Spojenecké anglo-francúzske jednotky severovýchodne od Ypres sa vklinili do územia okupovaného nemeckou armádou. Nemecké velenie sa rozhodlo podniknúť protiútok a vyrovnať frontovú líniu. Ráno 22. apríla, keď zafúkal rovinatý severovýchod, začali Nemci nezvyčajnú prípravu na ofenzívu – uskutočnili prvý plynový útok v histórii vojen. V prednej časti Ypres bolo súčasne otvorených 6 000 fliaš s chlórom. Do piatich minút sa vytvoril obrovský, 180 ton vážiaci jedovatý žltozelený mrak, ktorý sa pomaly presúval k nepriateľským zákopom.
Toto nikto nečakal. Vojaci Francúzov a Angličanov sa pripravovali na útok, na delostrelecké ostreľovanie sa vojaci bezpečne zakopali, no pred ničivým chlórovým mrakom boli absolútne neozbrojení. Smrtiaci plyn prenikol do všetkých škár, do všetkých úkrytov. Výsledky prvého chemického útoku (a prvého porušenia Haagskeho dohovoru o nepoužívaní jedovatých látok z roku 1907!) boli ohromujúce – chlór zasiahol asi 15 tisíc ľudí a asi 5 tisíc - na smrť. A to všetko - s cieľom vyrovnať frontovú líniu dlhú 6 km! O dva mesiace neskôr podnikli Nemci chlórový útok aj na východnom fronte. A o dva roky neskôr Ypres zvýšil svoju slávu. Počas ťažkej bitky 12. júla 1917 bola v oblasti tohto mesta prvýkrát použitá jedovatá látka, neskôr nazývaná horčičný plyn. Horčica je derivát chlóru, dichlórdietylsulfidu.
Pripomenuli sme si tieto epizódy histórie spojené s jedným mestečkom a jedným chemickým prvkom, aby sme ukázali, aký nebezpečný môže byť prvok č. 17 v rukách militantných šialencov. Toto je najtemnejšia stránka v histórii chlóru. Ale bolo by úplne nesprávne vidieť v chlóre iba jedovatú látku a surovinu na výrobu iných jedovatých látok...
História elementárneho chlóru je pomerne krátka, siaha až do roku 1774. História zlúčenín chlóru je stará ako svet. Stačí pripomenúť, že chlorid sodný je kuchynská soľ. A zrejme už v prehistorických dobách bola zaznamenaná schopnosť soli konzervovať mäso a ryby.
Najstaršie archeologické nálezy – dôkazy používania soli človekom sa datujú približne do 3-4 tisícročia pred naším letopočtom. Najstarší opis ťažby kamennej soli sa však nachádza v spisoch gréckeho historika Herodota (V. storočie pred Kristom). Herodotos opisuje ťažbu kamennej soli v Líbyi. V oáze Sinah v centre líbyjskej púšte bol známy chrám boha Ammon-Ra. Preto sa Líbya nazývala „Amoniak“ a prvý názov kamennej soli bol „sal ammoniacum“. Neskôr, počnúc okolo trinásteho storočia. AD, tento názov bol priradený chloridu amónnemu.
Prírodná história Plínia staršieho opisuje metódu oddeľovania zlata od základných kovov kalcináciou soľou a hlinou. A jeden z prvých popisov čistenia chloridu sodného sa nachádza v spisoch veľkého arabského lekára a alchymistu Jabir ibn Hayyan (v európskom pravopise - Geber).
Je veľmi pravdepodobné, že alchymisti sa stretli aj s elementárnym chlórom, keďže v krajinách východu už v 9. a v Európe v 13. storočí. bola známa „kráľovská vodka“ – zmes kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej. Kniha Hortus Medicinae od Holanďana Van Helmonta, vydaná v roku 1668, hovorí, že pri spoločnom zahrievaní chloridu amónneho a kyseliny dusičnej sa získa určitý plyn. Na základe popisu je tento plyn veľmi podobný chlóru.
podrobne chlór prvýkrát opísal švédsky chemik Scheele vo svojom pojednaní o pyrolusite. Zahriatím minerálneho pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou si Scheele všimol pach charakteristický pre aqua regia, zhromaždil a študoval žltozelený plyn, ktorý spôsobil tento zápach, a študoval jeho interakciu s určitými látkami. Scheele ako prvý objavil vplyv chlóru na zlato a rumelku (v druhom prípade vzniká sublimát) a bieliace vlastnosti chlóru.
Scheele nepovažoval novoobjavený plyn za jednoduchú látku a nazval ho „deflogistinovaná kyselina chlorovodíková“. Moderne povedané, Scheele a po ňom ďalší vedci tej doby verili, že novým plynom je oxid kyseliny chlorovodíkovej.
O niečo neskôr Bertholet a Lavoisier navrhli, aby sa tento plyn považoval za oxid nejakého nového prvku, muria. Už tri a pol desaťročia sa chemici neúspešne pokúšajú izolovať neznáme murium.
Zástancom „oxidu murium“ bol najskôr aj Davy, ktorý v roku 1807 rozložil kuchynskú soľ elektrickým prúdom na alkalický kov sodík a žltozelený plyn. O tri roky neskôr, po mnohých bezvýsledných pokusoch získať muriu, však Davy dospel k záveru, že plyn objavený Scheeleom je jednoduchá látka, prvok a nazval ho plynný chlór alebo chlór (z gréčtiny – žltozelený). A o tri roky neskôr dal Gay-Lussac novému prvku kratší názov – chlór. Je pravda, že už v roku 1811 nemecký chemik Schweiger navrhol pre chlór iný názov - „halogén“ (doslova sa prekladá ako soľ), ale tento názov sa najskôr nezakorenil a neskôr sa stal bežným pre celú skupinu prvkov, medzi ktoré patrí chlór.
"Osobná karta" chlóru
Na otázku, čo je chlór, môžete dať aspoň tucet odpovedí. Po prvé, je to halogén; po druhé, jedno z najsilnejších oxidačných činidiel; po tretie, extrémne jedovatý plyn; po štvrté, najdôležitejší produkt hlavného chemického priemyslu; po piate, suroviny na výrobu plastov a pesticídov, gumy a umelých vlákien, farbív a liekov; po šieste, látka, pomocou ktorej sa získava titán a kremík, glycerín a fluoroplast; po siedme, prostriedok na čistenie pitnej vody a bielenie tkanín...
Tento zoznam by mohol pokračovať.
Za normálnych podmienok je elementárny chlór pomerne ťažký žltozelený plyn s ostrým charakteristickým zápachom. Atómová hmotnosť chlóru je 35,453 a molekulová hmotnosť je 70,906, pretože molekula chlóru je dvojatómová. Jeden liter plynného chlóru za normálnych podmienok (teplota 0 °C a tlak 760 mmHg) váži 3,214 g.Pri ochladení na teplotu - 34,05 °C chlór kondenzuje na žltú kvapalinu (hustota 1,56 g / cm 3), a pri vytvrdne pri teplote -101,6 °C. Pri zvýšenom tlaku sa môže chlór premeniť na kvapalinu a pri vyšších teplotách až do +144°C. Chlór je vysoko rozpustný v dichlóretáne a niektorých ďalších organických rozpúšťadlách obsahujúcich chlór.
Prvok číslo 17 je veľmi aktívny – spája sa priamo s takmer všetkými prvkami periodického systému. Preto sa v prírode vyskytuje iba vo forme zlúčenín. Najčastejšie minerály s obsahom chlóru, halitu NaCl, sylvinitu KCl NaCl, bischofitu MgCl 2 -6H 2 O, karnalitu KCl-MgCl 2 -6H 2 O, kainitu KCl-MgSO 4 -3H 2 O. Ide o ich prvé „víno“ ( alebo "kredit"), že obsah chlóru v zemskej kôre je 0,20 % hmotnosti. Pre metalurgiu neželezných kovov sú veľmi dôležité niektoré pomerne vzácne minerály s obsahom chlóru, napríklad rohovinové striebro AgCl.
Kvapalný chlór sa z hľadiska elektrickej vodivosti radí medzi najsilnejšie izolanty: prúd vedie takmer miliardu krát horšie ako destilovaná voda a 1022 krát horšie ako striebro.
Rýchlosť zvuku v chlóre je asi jeden a pol krát nižšia ako vo vzduchu.
A nakoniec - o izotopoch chlóru.
Teraz je známych desať izotopov tohto prvku, ale v prírode sa nachádzajú iba dva - chlór-35 a chlór-37. Prvý je asi trikrát viac ako druhý.
Zvyšných osem izotopov bolo získaných umelo. Najkratší z nich - 32 Cl má polčas rozpadu 0,306 sekundy a najdlhší - 36 Cl - 310 tisíc rokov.
ZÁKLADNÝ VÝPOČET. Keď sa chlór získa elektrolýzou roztoku chloridu sodného, súčasne sa získa vodík a hydroxid sodný: 2NaCl + 2H20 \u003d H2 + Cl2 + 2NaOH. Samozrejme, že vodík je veľmi dôležitý chemický produkt, ale existujú lacnejšie a pohodlnejšie spôsoby výroby tejto látky, ako je napríklad premena zemného plynu... Ale lúh sodný sa získava takmer výlučne elektrolýzou roztokov chloridu sodného – iné spôsoby predstavujú menej ako 10 %. Keďže výroba chlóru a NaOH sú úplne prepojené (ako vyplýva z reakčnej rovnice, produkcia jednej grammolekuly - 71 g chlóru - je vždy sprevádzaná produkciou dvoch grammolekúl - 80 g elektrolytickej zásady), Ak poznáte produktivitu dielne (alebo závodu alebo štátu) z hľadiska alkálií, môžete ľahko vypočítať, koľko chlóru produkuje. Každú tonu NaOH „sprevádza“ 890 kg chlóru.
OH A lubrikant! Koncentrovaná kyselina sírová je prakticky jediná kvapalina, ktorá neinteraguje s chlórom. Preto sa v továrňach na stláčanie a čerpanie chlóru používajú čerpadlá, v ktorých kyselina sírová zohráva úlohu pracovnej tekutiny a zároveň maziva.
Pseudonym Friedricha Wöhlera. Francúzsky chemik 19. storočia skúmal interakciu organických látok s chlórom. Jean Dumas urobil úžasný objav: chlór je schopný nahradiť vodík v molekulách organických zlúčenín. Napríklad pri chlorácii kyseliny octovej sa najprv jeden vodík metylovej skupiny nahradí chlórom, potom ďalší, tretí. Najvýraznejšie však bolo, že chemické vlastnosti chlóroctových kyselín sa príliš nelíšili od samotnej kyseliny octovej. Trieda reakcií objavených Dumasom bola úplne nevysvetliteľná vtedy dominantnou elektrochemickou hypotézou a teóriou Berzeliusových radikálov. Berzelius, jeho študenti a nasledovníci energicky polemizovali o správnosti Dumasovej práce. V nemeckom časopise Annalen der Chemie und Pharmacie sa objavil posmešný list od slávneho nemeckého chemika Friedricha Wöhlera pod pseudonymom S. C. H. Windier (v nemčine „Schwindler“ znamená „klamár“, „podvodník“). Uvádza, že autor dokázal vo vlákne (C 6 H 10 O 5) nahradiť všetky atómy uhlíka, vodíka a kyslíka chlórom a vlastnosti vlákna sa nezmenili. A že teraz v Londýne vyrábajú teplé podpásovky z vaty, pozostávajúcej z čistého chlóru.
CHLÓR A VODA. Chlór je viditeľne rozpustný vo vode. Pri 20 °C sa v jednom objeme vody rozpustí 2,3 objemu chlóru. Vodné roztoky chlóru (chlórová voda) - žlté. Ale časom, najmä pri skladovaní na svetle, sa postupne odfarbujú. Vysvetľuje sa to tým, že rozpustený chlór čiastočne interaguje s vodou, vzniká kyselina chlorovodíková a chlórna: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Ten je nestabilný a postupne sa rozkladá na HCl a kyslík. Preto sa roztok chlóru vo vode postupne mení na roztok kyseliny chlorovodíkovej.
Ale pri nízkych teplotách tvorí chlór a jód kryštalický hydrát neobvyklého zloženia - Cl 2 * 5 3 / 4 H 2 O. Tieto zelenožlté kryštály (stabilné len pri teplotách pod 10 °C) možno získať prechodom chlóru cez ľadová voda. Nezvyčajný vzorec sa vysvetľuje štruktúrou kryštalického hydrátu a je určený predovšetkým štruktúrou ľadu. V kryštálovej mriežke ľadu môžu byť molekuly H2O umiestnené tak, že medzi nimi vznikajú pravidelne rozmiestnené dutiny. Elementárna kubická bunka obsahuje 46 molekúl vody, medzi ktorými je osem mikroskopických dutín. V týchto dutinách sa usadzujú molekuly chlóru. Presný vzorec hydrátu chlóru by preto mal byť napísaný takto: 8Cl2 * 46H20.
OTRAVA CHLÓROM. Prítomnosť asi 0,0001 % chlóru vo vzduchu dráždi sliznice. Neustále vystavenie takejto atmosfére môže viesť k ochoreniu priedušiek, výrazne zhoršuje chuť do jedla a dodáva pokožke zelenkastý odtieň. Ak je obsah chlóru vo vzduchu 0,1%, môže dôjsť k akútnej otrave, ktorej prvým príznakom sú záchvaty silného kašľa. V prípade otravy chlórom je nevyhnutný absolútny odpočinok; užitočné je vdychovať kyslík alebo čpavok (zapáchajúci čpavok), prípadne výpary alkoholu s éterom. Podľa existujúcich hygienických noriem by obsah chlóru vo vzduchu v priemyselných priestoroch nemal prekročiť 0,001 mg / l, t.j. 0,00003%.
ON LEN OTRAVUJE. "Každý vie, že vlci sú chamtiví." Aj ten chlór je jedovatý. V malých dávkach však môže niekedy ako protijed poslúžiť jedovatý chlór. Obetiam sírovodíka sa teda dáva čuchať nestabilné bielidlo. Vzájomnou interakciou sa oba jedy vzájomne neutralizujú.
ANALÝZA CHLÓRU. Na stanovenie obsahu chlóru prechádza vzorka vzduchu cez absorbéry s okysleným roztokom jodidu draselného. (Chlór vytláča lusk, jeho množstvo sa dá ľahko určiť filtráciou roztokom Na 2 S 2 O 3.) Na stanovenie mikromnožstiev chlóru vo vzduchu sa často používa kolorimetrická metóda, založená na prudkej zmene v farba niektorých zlúčenín (benzidín, ortotoluidín, metyloranž) pri ich oxidácii chlórom . Napríklad bezfarebný okyslený roztok benzidínu sa zmení na žltý a neutrálny na modrý. Intenzita farby je úmerná množstvu chlóru.
Chlór pravdepodobne získavali aj alchymisti, no jeho objavenie a prvé výskumy sú nerozlučne spojené s menom slávneho švédskeho chemika Carla Wilhelma Scheeleho. Scheele objavil päť chemických prvkov - bárium a mangán (spolu s Johanom Ganom), molybdén, volfrám, chlór a nezávisle od iných chemikov (aj keď neskôr) - ďalšie tri: kyslík, vodík a dusík. Ani jeden chemik následne nedokázal tento úspech zopakovať. V tom istom čase bol Scheele, už zvolený za člena Kráľovskej švédskej akadémie vied, jednoduchým lekárnikom v Köpingu, hoci mohol zaujať čestnejšiu a prestížnejšiu funkciu. Sám Fridrich II. Veľký, pruský kráľ, mu ponúkol miesto profesora chémie na Berlínskej univerzite. Scheele odmietol takéto lákavé ponuky a povedal: "Nemôžem jesť viac, ako potrebujem, a to, čo zarobím tu v Köpingu, mi stačí na živobytie."
Mnohé zlúčeniny chlóru boli, samozrejme, známe už dávno pred Scheelom. Tento prvok je súčasťou mnohých solí, vrátane tej najznámejšej – kuchynskej soli. V roku 1774 Scheele izoloval voľný chlór zahrievaním čierneho minerálneho pyrolusitu s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou: Mn02 + 4HCl® Cl2 + MnCl2 + 2H20.
Chemici najprv považovali chlór nie za prvok, ale za chemickú zlúčeninu neznámeho prvku murium (z latinského muria – soľanka) s kyslíkom. Verilo sa, že kyselina chlorovodíková (nazývala sa muriová) obsahuje chemicky viazaný kyslík. „Svedčila“ o tom najmä skutočnosť: keď roztok chlóru zostal na svetle, uvoľnil sa z neho kyslík a v roztoku zostala kyselina chlorovodíková. Početné pokusy „odtrhnúť“ kyslík z chlóru však neviedli k ničomu. Nikomu sa teda nepodarilo získať oxid uhličitý zahrievaním chlóru s uhlím (ktoré pri vysokých teplotách „oberá“ kyslík z mnohých zlúčenín, ktoré ho obsahujú). V dôsledku podobných experimentov, ktoré uskutočnili Humphrey Davy, Joseph Louis Gay-Lussac a Louis Jacques Tenard, sa ukázalo, že chlór neobsahuje kyslík a je to jednoduchá látka. K rovnakému záveru viedli experimenty Gay-Lussaca, ktorý analyzoval kvantitatívny pomer plynov pri reakcii chlóru s vodíkom.
V roku 1811 Davy navrhol názov „chlór“ pre nový prvok – z gréčtiny. "chloros" - žltozelená. Toto je farba chlóru. Rovnaký koreň je v slove "chlorofyl" (z gréckeho "chloros" a "phyllon" - list). O rok neskôr Gay-Lussac „skrátil“ názov na „chlór“. Ale doteraz Briti (a Američania) nazývajú tento prvok "chlór" (chlór), zatiaľ čo Francúzi - chlór (chlór). Skrátený názov prijali takmer na celé 19. storočie aj Nemci, „zákonodarcovia“ chémie. (v nemčine chlór - Chlor). V roku 1811 navrhol nemecký fyzik Johann Schweiger názov „halogén“ pre chlór (z gréckeho „hals“ – soľ a „gennao“ – rodím). Následne bol tento termín priradený nielen chlóru, ale aj všetkým jeho analógom v siedmej skupine - fluóru, brómu, jódu, astatínu.
Zaujímavá demonštrácia spaľovania vodíka v atmosfére chlóru: niekedy sa počas experimentu vyskytne nezvyčajný vedľajší efekt: je počuť bzučanie. Plameň najčastejšie bzučí, keď sa tenká trubica nesúca vodík spustí do kužeľovej nádoby naplnenej chlórom; to isté platí pre guľové banky, ale vo valcoch plameň zvyčajne nebzučí. Tento jav sa nazýval „spievajúci plameň“.
Vo vodnom roztoku chlór čiastočne a pomerne pomaly reaguje s vodou; pri 25 °C sa rovnováha: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl ustanoví do dvoch dní. Kyselina chlórna sa na svetle rozkladá: HClO ® HCl + O. Práve atómovému kyslíku sa pripisuje bieliaci účinok (absolútne suchý chlór túto schopnosť nemá).
Chlór vo svojich zlúčeninách môže vykazovať všetky oxidačné stavy - od -1 do +7. S kyslíkom tvorí chlór množstvo oxidov, z ktorých všetky sú vo svojej čistej forme nestabilné a výbušné: Cl 2 O je žltooranžový plyn, ClO 2 je žltý plyn (pod 9,7 °C je jasnočervená kvapalina), chloristan chlóru Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, svetložltá kvapalina), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, svetločervená kvapalina), Cl 2 O 7 je bezfarebná vysoko výbušná kvapalina. Nestabilné oxidy Cl 2 O 3 a ClO 3 sa získavali pri nízkych teplotách. Oxid ClO 2 sa vyrába v priemyselnom meradle a používa sa namiesto chlóru na bielenie buničiny a dezinfekciu pitnej a odpadovej vody. S inými halogénmi tvorí chlór množstvo takzvaných interhalogénových zlúčenín, napríklad ClF, ClF3, ClF5, BrCl, ICl, ICl3.
Chlór a jeho zlúčeniny s kladným oxidačným stavom sú silné oxidačné činidlá. V roku 1822 získal nemecký chemik Leopold Gmelin oxidáciou chlórom zo žltej krvnej soli červenú: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Chlór ľahko oxiduje bromidy a chloridy za uvoľnenia voľného brómu a jódu.
Chlór v rôznych oxidačných stupňoch tvorí množstvo kyselín: HCl - chlorovodíková (chlorovodíková, soli - chloridy), HClO - chlórna (soli - chlornany), HClO 2 - chloridová (soli - chloritany), HClO 3 - chlórna (soli - chlorečnany) , HClO 4 - chlór (soli - chloristany). Vo svojej čistej forme z kyslíkatých kyselín je stabilná iba kyselina chloristá. Zo solí kyslíkatých kyselín chlórnany, chloritan sodný NaClO 2 - na bielenie tkanín, na výrobu kompaktných pyrotechnických zdrojov kyslíka ("kyslíkové sviečky") chlorečnany draselné (bertholletova soľ), vápnik a horčík (na boj proti poľnohospodárskym škodcom, napr. zložky pyrotechnických zloží a výbušnín, pri výrobe zápaliek), chloristany - zložky výbušnín a pyrotechnických zloží; chloristan amónny je súčasťou pevných raketových palív.
Chlór reaguje s mnohými organickými zlúčeninami. Rýchlo sa pridáva k nenasýteným zlúčeninám s dvojitými a trojitými väzbami uhlík-uhlík (reakcia s acetylénom prechádza výbuchom) a vo svetle - k benzénu. Za určitých podmienok môže chlór nahradiť atómy vodíka v organických zlúčeninách: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Táto reakcia zohrala významnú úlohu v histórii organickej chémie. V 40. rokoch 19. storočia francúzsky chemik Jean Baptiste Dumas zistil, že keď chlór reaguje s kyselinou octovou, reakcia
CH3COOH + Cl2® CH2CICOOH + HCl. Pri prebytku chlóru vzniká kyselina trichlóroctová CCl 3 COOH. Mnohí chemici však reagovali na prácu Dumasa nedôverčivo. Podľa vtedy všeobecne akceptovanej teórie Berzeliusa totiž nemohli byť kladne nabité atómy vodíka nahradené záporne nabitými atómami chlóru. Tento názor v tom čase zastávali mnohí významní chemici, medzi ktorými boli Friedrich Wöhler, Justus Liebig a samozrejme aj samotný Berzelius.
S cieľom zosmiešniť Dumasa odovzdal Wöhler svojmu priateľovi Liebigovi v mene istého S. Windlera (Schwindler je po nemecky podvodník) článok o novej úspešnej aplikácii reakcie, ktorú údajne objavil Dumas. V článku Wöhler so zjavným výsmechom písal o tom, ako v octane mangánu Mn (CH 3 COO) 2 bolo možné nahradiť všetky prvky v súlade s ich mocnosťou chlórom, čím vznikla žltá kryštalická látka pozostávajúca zo samotného chlóru. . Ďalej sa hovorilo, že v Anglicku postupným nahradením všetkých atómov v organických zlúčeninách atómami chlóru sa obyčajné látky premenia na chlórové a veci si zachovajú svoj vzhľad. Poznámka pod čiarou poukázala na to, že londýnske obchody svižne obchodovali s materiálom pozostávajúcim iba zo samotného chlóru, pretože tento materiál je veľmi dobrý na nočné čiapky a teplé spodky.
Reakcia chlóru s organickými zlúčeninami vedie k tvorbe mnohých organochlórových produktov, medzi ktorými sú široko používané rozpúšťadlá metylénchlorid CH2CI2, chloroform CHCI3, chlorid uhličitý CCI4, trichlóretylén CHCl \u003d CCI2, tetrachlóretylén C2C14 . V prítomnosti vlhkosti chlór odfarbuje zelené listy rastlín, veľa farbív. Toto sa používalo od 18. storočia. na bielenie tkanín.
Chlór ako jedovatý plyn.
Scheele, ktorý dostal chlór, zaznamenal jeho veľmi nepríjemný štipľavý zápach, ťažkosti s dýchaním a kašľom. Ako sa neskôr zistilo, človek cíti chlór aj keď jeden liter vzduchu obsahuje len 0,005 mg tohto plynu a zároveň už dráždi dýchacie cesty, ničí bunky sliznice dýchacích ciest a pľúc. . Koncentrácia 0,012 mg / l je ťažko tolerovateľná; ak koncentrácia chlóru prekročí 0,1 mg / l, stáva sa život ohrozujúcim: dýchanie sa zrýchľuje, stáva sa kŕčovitým a potom čoraz zriedkavejšie a po 5–25 minútach sa dýchanie zastaví. Maximálna prípustná koncentrácia vo vzduchu priemyselných podnikov je 0,001 mg / l a vo vzduchu v obytných oblastiach - 0,00003 mg / l.
Petrohradský akademik Tovij Jegorovič Lovitz, opakujúc Scheeleho experiment v roku 1790, náhodne vypustil do ovzdušia značné množstvo chlóru. Po jeho vdýchnutí stratil vedomie a spadol, potom osem dní trpel ukrutnými bolesťami na hrudi. Našťastie sa uzdravil. Takmer zomrel, otrávený chlórom, aj slávny anglický chemik Davy. Experimenty aj s malým množstvom chlóru sú nebezpečné, pretože môžu spôsobiť vážne poškodenie pľúc. Hovorí sa, že nemecký chemik Egon Wiberg začal jednu zo svojich prednášok o chlóre slovami: „Chlór je jedovatý plyn. Ak sa pri ďalšej demonštrácii otrávim, zoberte ma prosím na čerstvý vzduch. Ale prednáška bude, žiaľ, musieť byť prerušená. Ak vypustíte do ovzdušia veľa chlóru, stane sa z toho skutočná katastrofa. To zažili počas prvej svetovej vojny anglo-francúzske vojská. Ráno 22. apríla 1915 sa nemecké velenie rozhodlo vykonať prvý plynový útok v dejinách vojen: keď vietor zafúkal smerom k nepriateľovi, na malom šesťkilometrovom fronte v blízkosti sa súčasne otvorili ventily 5730 valcov. belgické mesto Ypres, z ktorých každý obsahoval 30 kg tekutého chlóru. Do 5 minút sa vytvoril obrovský žltozelený mrak, ktorý sa pomaly vzďaľoval od nemeckých zákopov smerom k spojencom. Anglickí a francúzski vojaci boli úplne bezbranní. Plyn prenikol cez trhliny do všetkých úkrytov, nebolo z neho úniku: veď plynová maska ešte nebola vynájdená. V dôsledku toho sa otrávilo 15 000 ľudí, z ktorých 5 000 zomrelo. O mesiac neskôr, 31. mája, Nemci zopakovali plynový útok na východnom fronte proti ruským jednotkám. Stalo sa tak v Poľsku pri meste Bolimov. Na čele 12 km sa z 12 tisíc valcov uvoľnilo 264 ton zmesi chlóru s oveľa jedovatejším fosgénom (chlorid uhličitý COCl 2). Kráľovské velenie vedelo, čo sa stalo v Ypres, a napriek tomu ruskí vojaci nemali žiadne ochranné prostriedky! V dôsledku plynového útoku dosiahli straty 9 146 ľudí, z toho iba 108 - v dôsledku streľby z pušiek a delostrelectva, zvyšok bol otrávený. Zároveň takmer okamžite zomrelo 1183 ľudí.
Čoskoro chemici poukázali na to, ako uniknúť z chlóru: musíte dýchať cez gázový obväz namočený v roztoku tiosíranu sodného (táto látka sa používa vo fotografii, často sa nazýva hyposulfit). Chlór veľmi rýchlo reaguje s roztokom tiosíranu a oxiduje ho:
Na2S203 + 4Cl2 + 5H20® 2H2S04 + 2NaCl + 6HCl. Kyselina sírová samozrejme tiež nie je neškodná látka, ale jej zriedený vodný roztok je oveľa menej nebezpečný ako jedovatý chlór. Preto mal tiosíran v tých rokoch iný názov - "antichlór", ale prvé tiosíranové plynové masky neboli príliš účinné.
V roku 1916 ruský chemik, budúci akademik Nikolaj Dmitrievič Zelinskij vynašiel skutočne účinnú plynovú masku, v ktorej sú jedovaté látky zadržiavané vrstvou aktívneho uhlia. Takéto uhlie s veľmi vyvinutým povrchom by mohlo zadržať oveľa viac chlóru ako gáza napustená hyposulfitom. Našťastie „chlórové útoky“ zostali len tragickou epizódou v histórii. Po svetovej vojne mal chlór len mierumilovné povolania.
Použitie chlóru.
Na celom svete sa ročne vyprodukuje obrovské množstvo chlóru – desiatky miliónov ton. Len v USA do konca 20. storočia. ročne sa elektrolýzou získalo asi 12 miliónov ton chlóru (10. miesto medzi chemickým priemyslom). Jeho objem (až 50%) sa vynakladá na chloráciu organických zlúčenín - na získanie rozpúšťadiel, syntetického kaučuku, polyvinylchloridu a iných plastov, chloroprénového kaučuku, pesticídov, liekov a mnohých ďalších potrebných a užitočných produktov. Zvyšok sa spotrebuje na syntézu anorganických chloridov, v celulózovom a papierenskom priemysle na bielenie drevnej buničiny, na čistenie vody. V relatívne malom množstve sa chlór používa v metalurgickom priemysle. S jeho pomocou sa získavajú veľmi čisté kovy - titán, cín, tantal, niób. Spálením vodíka v chlóre sa získa chlorovodík a z neho kyselina chlorovodíková. Chlór sa používa aj na výrobu bieliacich prostriedkov (chlórnany, bielidlá) a dezinfekciu vody chlórovaním.
Ilya Leenson