Kloori(lat. Chlorum), Cl, Mendeleevin jaksollisen järjestelmän ryhmän VII kemiallinen alkuaine, atominumero 17, atomimassa 35,453; kuuluu halogeenien perheeseen. Normaaleissa olosuhteissa (0°C, 0,1 MN/m 2 tai 1 kgf/cm 2) kelta-vihreä kaasu, jolla on terävä ärsyttävä haju. Luonnonkloori koostuu kahdesta stabiilista isotoopista: 35 Cl (75,77 %) ja 37 Cl (24,23 %). Keinotekoisesti saadut radioaktiiviset isotoopit, joiden massaluvut ovat 31-47, erityisesti: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40, puoliintumisajat (T ½) vastaavasti 0,31; 2,5; 1,56 s; 3,1 10 5 vuotta; 37,3, 55,5 ja 1,4 min. 36 Cl ja 38 Cl käytetään merkkiaineina.

Historiallinen viittaus. K. Scheele sai klooria ensimmäisen kerran vuonna 1774 suolahapon vuorovaikutuksella pyrolusiitti MnO 2:n kanssa. Kuitenkin vasta vuonna 1810 G. Davy totesi kloorin olevan alkuaine ja antoi sille nimen kloori (kreikan sanasta chloros - kelta-vihreä). Vuonna 1813 J. L. Gay-Lussac ehdotti tälle alkuaineelle nimeä Kloori.

Kloorin leviäminen luonnossa. Klooria esiintyy luonnossa vain yhdisteiden muodossa. Keskimääräinen klooripitoisuus maankuoressa (clarke) on 1,7·10 -2 massaprosenttia, happamissa magmakivissä - graniiteissa ja muissa - 2,4·10 -2, emäksisessä ja ultraemäksisessä 5,10 -3. Veden kulkeutumisella on tärkeä rooli maankuoren kloorin historiassa. Cl-ionin muodossa - sitä löytyy maailman valtamerestä (1,93%), maanalaisissa suolavedessä ja suolajärvissä. Omia mineraaleja (pääasiassa luonnonklorideja) on 97, joista suurin on haliitti NaCl (kivisuola). Tunnetaan myös suuria kalium- ja magnesiumkloridi- ja sekaklorideja: sylviniitti KCl, sylviniitti (Na,K)Cl, karnaliitti KCl MgCl 2 6H 2 O, kainiitti KCl MgSO 4 3H 2 O, biskofiitti MgCl 2 O historiassa 6H . Maan osalta tulivuoren kaasujen sisältämän HCl:n virtaus maankuoren yläosiin oli erittäin tärkeä.

Kloorin fysikaaliset ominaisuudet. Kloorin t kp -34,05 °C, tpl -101 °C. Kaasumaisen kloorin tiheys normaaleissa olosuhteissa on 3,214 g/l; kyllästetty höyry 0 °C:ssa 12,21 g/l; nestemäinen kloori, jonka kiehumispiste on 1,557 g/cm3; kiinteä kloori -102 °C:ssa 1,9 g/cm3. Kloorin kylläinen höyrynpaine 0°C:ssa 0,369; 25 °C:ssa 0,772; 100 °C:ssa 3,814 MN/m2 tai 3,69, vastaavasti; 7,72; 38,14 kgf / cm2. Fuusiolämpö 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); höyrystymislämpö 288 kJ/kg (68,8 cal/g); kaasun lämpökapasiteetti vakiopaineessa 0,48 kJ/(kg K) . Kloorin kriittiset vakiot: lämpötila 144°C, paine 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), tiheys 573 g/l, ominaistilavuus 1,745·10 -3 l/g. Liukoisuus (g/l) Kloori osapaineessa 0,1 MN / m 2 tai 1 kgf / cm 2, veteen 14,8 (0 °C), 5,8 (30 °C), 2,8 (70 °C); liuoksessa, jossa oli 300 g/l NaCl:a 1,42 (30 °C), 0,64 (70 °C). Alle 9,6 °C:ssa vesiliuoksissa muodostuu kloorihydraatteja, joiden koostumus vaihtelee Cl 2 · nH 2 O (jossa n = 6-8); Nämä ovat keltaisia ​​kuution syngonian kiteitä, jotka hajoavat lämpötilan noustessa klooriksi ja vedeksi. Kloori liukenee hyvin TiCl4:ään, SiCl4:ään, SnCl4:ään ja joihinkin orgaanisiin liuottimiin (erityisesti heksaaniin C 6 H 14 ja hiilitetrakloridiin CCl 4). Kloorimolekyyli on kaksiatominen (Cl 2). Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl lämpödissosiaatioaste 1000 K:ssa on 2,07 ± 10 -4 %, 2 500 K:ssa 0,909 %.

Kloorin kemialliset ominaisuudet. Atomin ulkoinen elektroninen konfiguraatio Cl 3s 2 Зр 5 . Tämän mukaisesti yhdisteiden kloorilla on hapetusasteet -1, +1, +3, +4, +5, +6 ja +7. Atomin kovalenttinen säde on 0,99Å, Cl:n ionisäde on 1,82Å, klooriatomin elektroniaffiniteetti on 3,65 eV ja ionisaatioenergia on 12,97 eV.

Kloori on kemiallisesti erittäin aktiivista, se yhdistyy suoraan lähes kaikkien metallien kanssa (jotkin vain kosteuden läsnä ollessa tai kuumennettaessa) ja ei-metallien (paitsi hiili, typpi, happi, inertit kaasut) kanssa muodostaen vastaavia klorideja, reagoi monien yhdisteiden kanssa, korvaa vedyn tyydyttyneissä hiilivedyissä ja liittyy tyydyttymättömiin yhdisteisiin. Kloori syrjäyttää bromin ja jodin yhdisteistään vedyn ja metallien kanssa; klooriyhdisteistä näiden alkuaineiden kanssa se syrjäytetään fluorilla. Alkalimetallit kosteusjäämien läsnä ollessa vuorovaikuttavat kloorin kanssa syttyessä, useimmat metallit reagoivat kuivan kloorin kanssa vain kuumennettaessa. Teräs, kuten myös jotkut metallit, kestää kuivaa klooria alhaisissa lämpötiloissa, joten niitä käytetään kuivan kloorin laitteiden ja varastojen valmistukseen. Fosfori syttyy klooriilmakehässä muodostaen РCl 3 , ja lisäkloorauksessa - РCl 5 ; rikki kloorin kanssa antaa kuumennettaessa S 2 Cl 2:ta, SCl 2:ta ja muuta S n Cl m:a. Arseeni, antimoni, vismutti, strontium, telluuri vuorovaikuttavat voimakkaasti kloorin kanssa. Kloorin ja vedyn seos palaa värittömällä tai kellanvihreällä liekillä muodostaen kloorivetyä (tämä on ketjureaktio).

Kloorivetyliekin maksimilämpötila on 2200°C. Kloorin ja vedyn seokset, jotka sisältävät 5,8 - 88,5 % H2:ta, ovat räjähtäviä.

Kloori muodostaa oksideja hapen kanssa: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8 sekä hypokloriitit (hypokloorihapon suolat), kloriitit, kloraatit ja perkloraatit. Kaikki kloorin happiyhdisteet muodostavat räjähtäviä seoksia helposti hapettuvien aineiden kanssa. Kloorioksidit ovat epästabiileja ja voivat räjähtää spontaanisti, hypokloriitit hajoavat hitaasti varastoinnin aikana, kloraatit ja perkloraatit voivat räjähtää käynnistimien vaikutuksesta.

Vedessä oleva kloori hydrolysoituu muodostaen hypokloori- ja suolahappoja: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. Kloorattaessa emästen vesiliuoksia kylmässä, muodostuu hypokloriitteja ja klorideja: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, ja kuumennettaessa - kloraatteja. Klooraamalla kuivaa kalsiumhydroksidia saadaan valkaisuainetta.

Kun ammoniakki reagoi kloorin kanssa, muodostuu typpitrikloridia. Orgaanisten yhdisteiden kloorauksessa kloori joko korvaa vetyä tai lisää useiden sidosten kautta muodostaen erilaisia ​​klooripitoisia orgaanisia yhdisteitä.

Kloori muodostaa interhalogeeniyhdisteitä muiden halogeenien kanssa. Fluoridit ClF, ClF3, ClF3 ovat erittäin reaktiivisia; esimerkiksi ClF 3 -ilmakehässä lasivilla syttyy itsestään. Klooriyhdisteet hapen ja fluorin kanssa tunnetaan - Kloorioksifluoridit: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 ja fluoriperkloraatti FClO 4 .

Saada klooria. Klooria alettiin tuottaa teollisuudessa vuonna 1785 kloorivetyhapon ja mangaani(II)oksidin tai pyrolusiitin vuorovaikutuksella. Vuonna 1867 englantilainen kemisti G. Deacon kehitti menetelmän kloorin valmistamiseksi hapettamalla HCl ilmakehän hapella katalyytin läsnä ollessa. 1800-luvun lopulta - 1900-luvun alusta lähtien klooria on tuotettu alkalimetallikloridien vesiliuosten elektrolyysillä. Nämä menetelmät tuottavat 90-95 % maailman kloorista. Pieniä määriä klooria saadaan sattumalta valmistettaessa magnesiumia, kalsiumia, natriumia ja litiumia sulan kloridin elektrolyysillä. NaCl:n vesiliuosten elektrolyysissä käytetään kahta päämenetelmää: 1) elektrolyysaattoreissa, joissa on kiinteä katodi ja huokoinen suodatinkalvo; 2) elektrolysaattoreissa, joissa on elohopeakatodi. Molempien menetelmien mukaan kaasumaista klooria vapautuu grafiitti- tai oksidititaani-ruteenianodille. Ensimmäisen menetelmän mukaan katodilla vapautuu vetyä ja muodostuu NaOH:n ja NaCl:n liuos, josta kaupallinen kaustinen sooda eristetään myöhemmällä käsittelyllä. Toisen menetelmän mukaan katodille muodostuu natriumamalgaamia, kun se hajotetaan puhtaalla vedellä erillisessä laitteessa, saadaan NaOH-liuosta, vetyä ja puhdasta elohopeaa, joka menee taas tuotantoon. Molemmat menetelmät antavat 1,125 tonnia NaOH:ta per tonni klooria.

Kalvoelektrolyysi vaatii vähemmän pääomasijoituksia kloorin tuotantoon ja tuottaa halvempaa NaOH:ta. Elohopeakatodimenetelmä tuottaa erittäin puhdasta NaOH:ta, mutta elohopean hävikki saastuttaa ympäristöä.

Kloorin käyttö. Yksi kemianteollisuuden tärkeimmistä aloista on klooriteollisuus. Suurin osa kloorista jalostetaan sen tuotantopaikalla klooria sisältäviksi yhdisteiksi. Kloori varastoidaan ja kuljetetaan nestemäisessä muodossa sylintereissä, tynnyreissä, rautatiesäiliöissä tai erikoisvarustetuissa astioissa. Teollisuusmaille seuraava likimääräinen kloorin kulutus on tyypillistä: klooria sisältävien orgaanisten yhdisteiden valmistukseen - 60-75%; epäorgaaniset yhdisteet, jotka sisältävät klooria, -10-20 %; massan ja kankaiden valkaisuun - 5-15%; saniteettitarpeisiin ja veden klooraukseen - 2-6% kokonaistuotannosta.

Klooria käytetään myös joidenkin malmien klooraukseen titaanin, niobiumin, zirkoniumin ja muiden uuttamiseksi.

Kloori elimistössä Kloori on yksi biogeenisistä alkuaineista, vakiokomponentti kasvi- ja eläinkudoksissa. Klooripitoisuus kasveissa (paljon klooria halofyyteissä) - prosentin tuhannesosista kokonaisiin prosenttiin, eläimissä - prosentin kymmenesosia ja sadasosia. Aikuisen kloorin päivittäinen tarve (2-4 g) katetaan elintarvikkeilla. Ruoan kanssa klooria toimitetaan yleensä ylimäärin natriumkloridin ja kaliumkloridin muodossa. Leipä, liha ja maitotuotteet sisältävät erityisen paljon klooria. Eläimillä kloori on tärkein osmoottisesti aktiivinen aine veriplasmassa, imusolmukkeessa, aivo-selkäydinnesteessä ja joissakin kudoksissa. Sillä on rooli vesi-suola-aineenvaihdunnassa, mikä edistää veden pidättämistä kudoksissa. Kudosten happo-emästasapainon säätely tapahtuu muiden prosessien ohella muuttamalla kloorin jakautumista veren ja muiden kudosten välillä. Kloori osallistuu kasvien energian aineenvaihduntaan ja aktivoi sekä oksidatiivista fosforylaatiota että fotofosforylaatiota. Kloori vaikuttaa positiivisesti hapen imeytymiseen juurista. Kloori on välttämätön hapen tuottamiseksi eristettyjen kloroplastien fotosynteesin aikana. Kloori ei sisälly useimpiin keinotekoiseen kasvien viljelyyn tarkoitettuihin ravintoaineisiin. On mahdollista, että hyvin pienet klooripitoisuudet riittävät kasvien kehitykseen.

Kloorimyrkytys on mahdollista kemian-, massa- ja paperiteollisuudessa, tekstiiliteollisuudessa, lääketeollisuudessa ym. Kloori ärsyttää silmien ja hengitysteiden limakalvoja. Toissijainen infektio liittyy yleensä primaarisiin tulehdusmuutoksiin. Akuutti myrkytys kehittyy lähes välittömästi. Keskisuurten ja alhaisten klooripitoisuuksien hengittäminen aiheuttaa puristavaa tunnetta ja kipua rinnassa, kuivaa yskää, nopeaa hengitystä, kipua silmissä, kyynelvuotoa, veren leukosyyttipitoisuuden nousua, ruumiinlämpöä jne. Mahdollinen bronkopneumonia, toksinen keuhkopöhö, masennus , kouristuksia. Lievissä tapauksissa toipuminen tapahtuu 3-7 päivässä. Pitkäaikaisina seurauksina havaitaan ylempien hengitysteiden katarrit, toistuva keuhkoputkentulehdus, pneumoskleroosi ja muut; mahdollista keuhkotuberkuloosin aktivoitumista. Pienten klooripitoisuuksien pitkäaikaisessa hengittämisessä havaitaan samanlaisia, mutta hitaasti kehittyviä taudin muotoja. Myrkytyksen ehkäisy: tuotantotilojen, laitteiden sulkeminen, tehokas ilmanvaihto, tarvittaessa kaasunaamarin käyttö. Kloorin, valkaisuaineiden ja muiden klooria sisältävien yhdisteiden tuotanto kuuluu teollisuuteen, jossa työolot ovat haitallisia.

Ohje

Tehtävän hoitamiseksi on käytettävä suhteellisen tiheyden kaavoja:

Etsi ensin ammoniakin suhteellinen molekyylipaino, joka voidaan laskea taulukosta D.I. Mendelejev.

Ar (N) = 14, Ar (H) = 3 x 1 = 3, siis
Mr(NH3) = 14 + 3 = 17

Korvaa saadut tiedot kaavaan, jolla määritetään suhteellinen tiheys ilmalla:
D (ilma) = herra (ammoniakki) / herra (ilma);
D (ilma) = herra (ammoniakki) / 29;
D (ilma) = 17/29 = 0,59.

Esimerkki nro 2. Laske ammoniakin suhteellinen tiheys vedyn suhteen.

Korvaa vedyn suhteellisen tiheyden määrittämiskaavassa olevat tiedot:
D (vety) = herra (ammoniakki) / herra (vety);
D (vety) = Mr (ammoniakki) / 2;
D (vety) = 17/2 = 8,5.

Vety (latinan sanasta "Hydrogenium" - "vettä tuottava") on jaksollisen järjestelmän ensimmäinen elementti. Se on laajalti levinnyt, esiintyy kolmen isotoopin - protiumin, deuteriumin ja tritiumin - muodossa. Vety on vaalea väritön kaasu (14,5 kertaa ilmaa kevyempi). Se on erittäin räjähtävää, kun se sekoitetaan ilman ja hapen kanssa. Sitä käytetään kemianteollisuudessa, elintarviketeollisuudessa ja myös rakettipolttoaineena. Käyttömahdollisuuksia tutkitaan parhaillaan vety autojen moottoreiden polttoaineeksi. Tiheys vety(kuten mikä tahansa muu kaasu) voidaan määritellä monella tavalla.

Ohje

Ensinnäkin tiheyden yleisen määritelmän perusteella - aineen määrä tilavuusyksikköä kohti. Siinä tapauksessa, että se on suljetussa astiassa, kaasun tiheys määritetään alkeellisesti kaavan (M1 - M2) / V mukaan, missä M1 on kaasua sisältävän astian kokonaismassa, M2 on kaasun massa. tyhjä astia, ja V on astian sisätilavuus.

Jos haluat määrittää tiheyden vety, jolla on sellaisia ​​lähtötietoja kuin , tässä tulee apuun ihanteellisen kaasun universaali tilayhtälö tai Mendeleev-Clapeyron yhtälö: PV = (mRT)/M.
P - kaasun paine
V on sen tilavuus
R on yleinen kaasuvakio
T on kaasun lämpötila kelvineinä
M on kaasun moolimassa
m on kaasun todellinen massa.

Ihanteellinen kaasu on sellainen matemaattinen kaasu, jossa molekyylien potentiaalienergia verrattuna niiden kineettiseen energiaan voidaan jättää huomiotta. Ihanteellisen kaasun mallissa veto- tai hylkimisvoimat eivät vaikuta molekyylien välillä, ja hiukkasten törmäykset muihin hiukkasiin tai suonen seinämiin ovat ehdottoman elastisia.

Vety tai mikään muu kaasu ei tietenkään ole ihanteellinen, mutta tämä malli mahdollistaa laskelmat riittävän suurella tarkkuudella lähellä ilmanpainetta ja huoneen lämpötilaa. Esimerkiksi annettu tehtävä: etsi tiheys vety 6 asteen paineessa ja 20 celsiusasteen lämpötilassa.

Muunna ensin kaikki alkuarvot SI-järjestelmään (6 ilmakehää \u003d 607950 Pa, 20 astetta C \u003d 293 astetta K). Kirjoita sitten Mendeleev-Clapeyron-yhtälö PV = (mRT)/M. Muunna se muotoon: P = (mRT)/MV. Koska m / V on tiheys (aineen massan suhde tilavuuteen), saat: tiheys vety= PM/RT, ja meillä on kaikki tarvittavat tiedot ratkaisua varten. Tiedät paineen (607950), lämpötilan (293), yleiskaasuvakion (8,31), moolimassan vety (0,002).

Korvaamalla nämä tiedot kaavaan, saat: tiheys vety tietyissä paine- ja lämpötilaolosuhteissa on 0,499 kg / kuutiometri eli noin 0,5.

Lähteet:

• kuinka löytää vedyn tiheys

Tiheys- tämä on yksi aineen ominaisuuksista, sama kuin massa, tilavuus, lämpötila, pinta-ala. Se on yhtä suuri kuin massan ja tilavuuden suhde. Päätehtävänä on oppia laskemaan tämä arvo ja tietää, mistä se riippuu.

Ohje

Tiheys on aineen massan suhde tilavuuteen. Jos haluat määrittää aineen tiheyden ja tiedät sen massan ja tilavuuden, tiheyden löytäminen ei ole sinulle vaikeaa. Helpoin tapa löytää tiheys tässä tapauksessa on p = m/V. Se on kg/m^3 SI-järjestelmässä. Näitä kahta arvoa ei kuitenkaan aina anneta, joten sinun pitäisi tietää useita tapoja, joilla voit laskea tiheyden.

Tiheys sillä on erilaisia ​​merkityksiä aineen tyypistä riippuen. Lisäksi tiheys vaihtelee suolapitoisuuden ja lämpötilan mukaan. Kun lämpötila laskee, tiheys kasvaa, ja kun suolaisuusaste pienenee, myös tiheys pienenee. Esimerkiksi Punaisen meren tiheyttä pidetään edelleen korkeana, kun taas Itämerellä sitä on jo vähemmän. Oletteko kaikki huomanneet, että jos lisäät siihen vettä, se kelluu. Kaikki tämä johtuu siitä, että sillä on pienempi tiheys kuin vedellä. Metallit ja kiviaineet päinvastoin uppoavat, koska niiden tiheys on suurempi. Perustuu tiheys ruumiita syntyi heidän uimisesta.

Kiitos kelluvien kappaleiden teorian, jonka avulla voit selvittää kappaleen tiheyden, veden, koko kehon tilavuuden ja sen upotetun osan tilavuuden. Tämä kaava näyttää tältä: Vimmersed. osat / V runko \u003d p runko / p neste. Tästä seuraa, että kappaleen tiheys voidaan löytää seuraavasti: p runko \u003d V upotettu. osat * p neste / V runko Tämä ehto täyttyy taulukkotietojen ja määritettyjen tilavuuksien V upotettuna. osat ja V-runko.

Liittyvät videot

Vihje 4: Kuinka laskea aineen suhteellinen molekyylipaino

Suhteellinen molekyylipaino on dimensioton arvo, joka osoittaa kuinka monta kertaa molekyylin massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta. Vastaavasti hiiliatomin massa on 12 yksikköä. Voit määrittää kemiallisen yhdisteen suhteellisen molekyylipainon lisäämällä aineen molekyylin muodostavien atomien massat.

Tarvitset

• - kynä;
• - muistilappu;
• - laskin;
• - jaksollinen järjestelmä.

Ohje

Etsi jaksollisesta taulukosta tämän molekyylin muodostavien alkuaineiden solut. Kunkin aineen suhteellisten atomimassojen (Ar) arvot on ilmoitettu solun vasemmassa alakulmassa. Kirjoita ne uudelleen pyöristettynä lähimpään kokonaislukuun: Ar(H) - 1; Ar(P) - 31; Ar(O) - 16.

Määritä yhdisteen suhteellinen molekyylipaino (Mr). Voit tehdä tämän kertomalla kunkin alkuaineen atomimassan atomien lukumäärällä . Laske sitten yhteen saadut arvot. Fosforihapolle: Mr(n3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

Suhteellinen molekyylipaino on numeerisesti sama kuin aineen moolimassa. Jotkut tehtävät käyttävät tätä linkkiä. Esimerkki: Kaasun, jonka lämpötila on 200 K ja paine 0,2 MPa, tiheys on 5,3 kg/m3. Määritä sen suhteellinen molekyylipaino.

Käytä Mendeleev-Claiperon-yhtälöä ideaalikaasulle: PV = mRT/M, missä V on kaasun tilavuus, m3; m on tietyn kaasutilavuuden massa, kg; M on kaasun moolimassa, kg/mol; R on yleinen kaasuvakio. R = 8,314472 m2kg s-2 K-1 Mol-1; T – kaasu, K; P - absoluuttinen paine, Pa. Ilmoita moolimassa tästä suhteesta: М = mRT/(PV).

Kuten tiedät, tiheys: p = m/V, kg/m3. Korvaa se lausekkeeseen: M = pRT / P. Määritä kaasun moolimassa: M \u003d 5,3 * 8,31 * 200 / (2 * 10 ^ 5) \u003d 0,044 kg / mol. Kaasun suhteellinen molekyylipaino: Mr = 44. Voit arvata, että se on hiilidioksidia: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Lähteet:

• laskea suhteelliset molekyylipainot

Kemiallisissa laboratorioissa ja kemiallisia kokeita tehtäessä kotona on usein tarpeen määrittää aineen suhteellinen tiheys. Suhteellinen tiheys on tietyn aineen tiheyden suhde toisen aineen tiheyteen tietyissä olosuhteissa tai vertailuaineen tiheyteen, joka otetaan tislattuna vedenä. Suhteellinen tiheys ilmaistaan ​​abstraktina lukuna.

Tarvitset

• - taulukot ja hakemistot;
• - hydrometri, pyknometri tai erikoisvaaka.

Ohje

Aineiden suhteellinen tiheys suhteessa tislatun veden tiheyteen määritetään kaavalla: d=p/p0, jossa d on haluttu suhteellinen tiheys, p on testiaineen tiheys, p0 on vertailuaineen tiheys . Viimeinen parametri on taulukkomuotoinen ja määritetään melko tarkasti: 20 ° C: ssa veden tiheys on 998,203 kg / m3, ja se saavuttaa enimmäistiheytensä lämpötilassa 4 ° C - 999,973 kg / m3. Muista ennen laskelmia, että p ja p0 on ilmaistava samoissa yksiköissä.

Lisäksi aineen suhteellinen tiheys löytyy fysikaalisista ja kemiallisista hakukirjoista. Suhteellisen tiheyden numeerinen arvo on aina yhtä suuri kuin saman aineen suhteellinen ominaispaino samoissa olosuhteissa. Johtopäätös: käytä suhteellisen ominaispainon taulukoita samalla tavalla kuin jos ne olisivat suhteellisen tiheyden taulukoita.

Suhteellista tiheyttä määritettäessä on aina otettava huomioon koe- ja vertailuaineiden lämpötila. Tosiasia on, että aineiden tiheys pienenee ja kasvaa jäähtyessä. Jos testiaineen lämpötila poikkeaa vertailusta, tee korjaus. Laske se suhteellisen tiheyden keskimääräisenä muutoksena per 1 °C. Etsi tarvittavat tiedot lämpötilakorjausten nomogrammeista.

Käytä hydrometriä, jos haluat nopeasti laskea nesteiden suhteellisen tiheyden käytännössä. Käytä pyknometrejä ja erikoisvaakoja suhteellisen ja kuiva-aineen mittaamiseen. Klassinen hydrometri on lasiputki, joka laajenee pohjasta. Putken alapäässä on säiliö tai erityinen aine. Putken yläosaan on merkitty jakoja, jotka osoittavat testiaineen suhteellisen tiheyden numeerisen arvon. Monet hydrometrit on lisäksi varustettu lämpömittareilla testattavan aineen lämpötilan mittaamiseksi.

Avogadron laki

Kaasumaisen aineen molekyylien etäisyys toisistaan ​​riippuu ulkoisista olosuhteista: paineesta ja lämpötilasta. Samoissa ulkoisissa olosuhteissa eri kaasujen molekyylien väliset raot ovat samat. Vuonna 1811 löydetty Avogadron laki sanoo, että sama määrä eri kaasuja samoissa ulkoisissa olosuhteissa (lämpötila ja paine) sisältää saman määrän molekyylejä. Nuo. jos V1=V2, T1=T2 ja P1=P2, niin N1=N2, missä V on tilavuus, T on lämpötila, P on paine, N on kaasumolekyylien lukumäärä (indeksi "1" yhdelle kaasulle, "2" toiselle).

Ensimmäinen seuraus Avogadron laista, molaarinen tilavuus

Avogadron lain ensimmäinen johtopäätös sanoo, että sama määrä minkä tahansa kaasun molekyylejä samoissa olosuhteissa vie saman tilavuuden: V1=V2 kohdassa N1=N2, T1=T2 ja P1=P2. Minkä tahansa kaasun yhden moolin tilavuus (moolitilavuus) on vakioarvo. Muista, että 1 mooli sisältää Avogadrian hiukkasten lukumäärän - 6,02x10^23 molekyyliä.

Siten kaasun moolitilavuus riippuu vain paineesta ja lämpötilasta. Yleensä kaasut katsotaan normaalipaineessa ja normaalilämpötilassa: 273 K (0 celsiusastetta) ja 1 atm (760 mm Hg, 101325 Pa). Tällaisissa normaaleissa olosuhteissa, jotka on merkitty "n.o.", minkä tahansa kaasun moolitilavuus on 22,4 l/mol. Kun tämä arvo tiedetään, on mahdollista laskea minkä tahansa tietyn massan ja minkä tahansa kaasumäärän tilavuus.

Avogadron lain toinen seuraus, kaasujen suhteelliset tiheydet

Kaasujen suhteellisten tiheyksien laskemiseen sovelletaan Avogadron lain toista seurausta. Määritelmän mukaan aineen tiheys on sen massan ja tilavuuden suhde: ρ=m/V. Aineen 1 moolille massa on yhtä suuri kuin moolimassa M ja tilavuus on yhtä suuri kuin moolitilavuus V(M). Siten kaasun tiheys on ρ=M(kaasu)/V(M).

Olkoon kaksi kaasua - X ja Y. Niiden tiheydet ja moolimassat - ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), jotka liittyvät toisiinsa suhteilla: ρ(X)=M(X) /V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). Kaasun X suhteellinen tiheys verrattuna kaasuun Y, jota merkitään Dy(X), on näiden kaasujen tiheyksien suhde ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Molaariset tilavuudet pienenevät, ja tästä voidaan päätellä, että kaasun X suhteellinen tiheys kaasuun Y nähden on yhtä suuri kuin niiden molaaristen tai suhteellisten molekyylimassojen suhde (ne ovat numeerisesti yhtä suuret).

Kaasujen tiheydet määritetään usein suhteessa vetyyn, kaikista kaasuista kevyimpään, jonka moolimassa on 2 g / mol. Nuo. jos ongelma sanoo, että tuntemattoman kaasun X vetytiheys on esimerkiksi 15 (suhteellinen tiheys on dimensioton suure!), niin sen moolimassan löytäminen ei ole vaikeaa: M(X)=15xM(H2)=15x2=30 g/mol. Usein ilmoitetaan myös kaasun suhteellinen tiheys ilmaan nähden. Täällä sinun on tiedettävä, että ilman keskimääräinen suhteellinen molekyylipaino on 29, ja sinun on jo kerrottava ei 2:lla, vaan 29: llä.

MÄÄRITELMÄ

Vapaa kloori on kelta-vihreä kaasu, joka koostuu diatomisista molekyyleistä.

Tavallisessa paineessa se nesteytyy (-34 o C) ja jähmettyy (-101 o C). Yksi tilavuus vettä liuottaa noin kaksi tilavuutta klooria. Tuloksena olevaa kellertävää liuosta kutsutaan usein "kloorivedeksi".

Kloorilla on voimakas haju. Hengitys aiheuttaa hengitysteiden tulehdusta. Akuutin kloorimyrkytyksen ensiapuvälineenä käytetään alkoholin ja eetterin seoksen höyryjen hengittämistä.

Kloorin kriittinen lämpötila on 144 o C, kriittinen paine 76 atm. Kiehumispisteessä nestemäisen kloorin tiheys on 1,6 g/cm 3 ja sen höyrystymislämpö 4,9 kcal/mol. Kiinteän kloorin tiheys on 2,0 g/cm 3 ja sulamislämpö 165 kcal/mol. Sen kiteet muodostuvat yksittäisistä Cl 2 -molekyyleistä (jonkien välinen lyhin etäisyys on 3,34 A).

Cl-Cl-sidokselle on tunnusomaista ydinetäisyys 1,98 A ja voimavakio 3,2. Molekyylikloorin terminen dissosiaatio yhtälön mukaan

Cl 2 + 58 kcal = 2Cl

Se tulee havaittavaksi noin 1000 o C:ssa.

Kloorin esiintyvyys luonnossa

Kloori on luonnossa esiintyvyyden suhteen lähellä fluoria - sen osuus maankuoren atomien kokonaismäärästä on 0,02 %. Ihmiskeho sisältää 0,25 (paino) % klooria.

Kloorin ensisijainen muoto maan pinnalla vastaa sen äärimmäistä hajaantumista. Veden työn seurauksena, joka monien miljoonien vuosien ajan tuhosi kiviä ja huusi niistä kaikki liukoiset aineosat, meriin kerääntyi klooriyhdisteitä. Jälkimmäisen kuivuminen on johtanut moniin paikkoihin maapallolla voimakkaiden NaCl-kerrostumien muodostumiseen, joka toimii raaka-aineena kaikkien klooriyhdisteiden valmistuksessa.

Lyhyt kuvaus kloorin kemiallisista ominaisuuksista ja tiheydestä

Kloorin kemiallisen aktiivisuuden ydin ilmenee sen atomin kyvyssä kiinnittää elektroneja ja muuttua negatiivisesti varautuneeksi ioniksi.

Kloorin kemiallinen aktiivisuus on erittäin korkea - se yhdistyy lähes kaikkiin metalleihin (joskus vain vesijäämien läsnä ollessa tai kuumennettaessa) ja kaikkiin metalloidi-alkuaineisiin paitsi C:tä, N:ää ja O:ta lukuun ottamatta. On tärkeää huomata, että täydellinen kosteuden puuttuminen, kloori ei vaikuta rautaan. Tämä mahdollistaa sen säilyttämisen terässylintereissä.

Kloorin vuorovaikutus vedyn kanssa reaktion mukaan

H2 + Cl2 = 2HCl + 44 kcal

Se etenee erittäin hitaasti, mutta kaasuseoksen lämmittämiseen tai sen voimakkaaseen valaistukseen (suora auringonvalo, palava magnesium jne.) liittyy räjähdys.

Monimutkaisia ​​aineita, joiden kanssa kloori reagoi, ovat vedet, alkalit ja metallihalogenidit.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Harjoittele	Kloorin natriumin palamisen TCA:n mukaan 2Na + Cl2 = 2NaCl + 819 kJ laske, kuinka paljon natriumia palasi, jos lämpöä vapautui 1,43 kJ.
Päätös	Natriumin kloorissa palamisen seurauksena muodostuu natriumia ja vapautuu 819 kJ, ts. tapahtuu eksoterminen reaktio: 2Na + Cl2 = 2NaCl + 819 kJ. Reaktioyhtälön mukaan 2 moolia natriumia poltettiin. Natriumin moolimassa on 23 g/mol. Sitten natriumin teoreettinen massa on yhtä suuri: m(Na)th = n(Na) × M(Na); m(Na)th = 2 × 23 = 46 g. Merkitään natriumin käytännön massaa "x". Tehdään suhde: x g Na - 1,43 kJ lämpöä; 46 g Na - 819 kJ lämpöä. Ilmaise "x": x \u003d (46 × 1,43) / 819 \u003d 0,08. Tämän seurauksena 0,08 g natriumia paloi.
Vastaus	Natriumin massa on 0,08 g.

ESIMERKKI 2

Harjoittele	Laske typen tiheys ilman, jolla on seuraava tilavuuskoostumus: 20,0 % happea; 79,0 % typpeä ja 1,0 % argonia.
Päätös	Koska kaasujen tilavuudet ovat verrannollisia niiden määriin (Avogadron laki), seoksen keskimääräinen moolimassa voidaan ilmaista paitsi mooleina, myös tilavuuksina: M = (M 1 V 1 + M 2 V 2 + M 3 V 3) / (V 1 + V 2 + V 3). M(O2) = 2 × Ar (O) = 2 × 16 = 32 g/mol; M (N 2) \u003d 2 × Ar (O) = 2 × 14 = 28 g/mol; M(Ar) = Ar(Ar) = 40 g/mol. Ota 100 dm 3 seosta, sitten V (O 2) \u003d 20 dm 3, V (N 2) \u003d 79 dm 3, V (Ar) \u003d 1 dm 3. Korvaamalla nämä arvot yllä olevaan kaavaan, saamme: M = (32x20 + 28x79 + 40x1) / (20 + 79 + 1); M = 28,9 g/mol. Typen tiheys saadaan jakamalla seoksen keskimääräinen moolimassa typen moolimassalla: D N 2 \u003d 28,9 / 28 \u003d 1,03.
Vastaus	Ilman typen tiheys on 1,03.

Kloori

KLOORI-a; m.[kreikasta. chlōros - vaaleanvihreä] Kemiallinen alkuaine (Cl), vihertävän keltainen tukahduttava kaasu, jolla on pistävä haju (käytetään myrkkynä ja desinfiointiaineena). Klooriyhdisteet. Kloorimyrkytys.

◁ Kloori (katso).

kloori

(lat. Chlorum), jaksollisen järjestelmän ryhmän VII kemiallinen alkuaine, viittaa halogeeneihin. Nimi tulee kreikan sanasta chlōros, kelta-vihreä. Vapaa kloori koostuu diatomisista molekyyleistä (Cl 2); kelta-vihreä kaasu, jolla on pistävä haju; tiheys 3,214 g/l; t pl -101 °C; t kip -33,97 °C; tavallisessa lämpötilassa se nesteytyy helposti 0,6 MPa:n paineessa. Kemiallisesti erittäin aktiivinen (hapettava aine). Tärkeimmät mineraalit ovat haliitti (kivisuola), sylviini, biskofiitti; merivesi sisältää natrium-, kalium-, magnesium- ja muiden alkuaineiden klorideja. Niitä käytetään klooria sisältävien orgaanisten yhdisteiden (60-75%), epäorgaanisten aineiden (10-20%) valmistukseen, selluloosan ja kankaiden valkaisuun (5-15%), hygieniatarpeisiin ja veden desinfiointiin (klooraukseen) . Myrkyllinen.

KLOORI

KLOORI (lat. Chlorum), Cl (lue "kloori"), kemiallinen alkuaine, jonka atominumero on 17, atomimassa 35,453. Vapaassa muodossaan se on kelta-vihreä raskas kaasu, jolla on terävä, tukahduttava haju (siis nimi: kreikkalainen chloros - kelta-vihreä).
Luonnollinen kloori on kahden nuklidin seos (cm. NUCLIDE) massanumeroilla 35 (75,77 massa-% seoksessa) ja 37 (24,23 %). Ulkoisen elektronikerroksen konfiguraatio 3 s 2 p 5 . Yhdisteissä sillä on pääasiassa hapetusasteita –1, +1, +3, +5 ja +7 (valenssit I, III, V ja VII). Sijaitsee Mendelejevin jaksollisen elementtijärjestelmän VIIA ryhmässä kolmannessa jaksossa, viittaa halogeeneihin (cm. HALOGEENIT).
Neutraalin klooriatomin säde on 0,099 nm, ionisäteet ovat vastaavasti yhtä suuret (suluissa on koordinaatioluvun arvot): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) ja Clr 7+ 0,022 nm (3) ja 0,041 nm (6). Neutraalin klooriatomin peräkkäiset ionisaatioenergiat ovat 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 ja 114,3 eV. Elektronien affiniteetti 3,614 eV. Paulingin asteikolla kloorin elektronegatiivisuus on 3,16.
Löytöhistoria
Kloorin tärkein kemiallinen yhdiste - ruokasuola (kemiallinen kaava NaCl, kemiallinen nimi natriumkloridi) - on ollut ihmisen tiedossa muinaisista ajoista lähtien. On näyttöä siitä, että ruokasuolan uuttaminen suoritettiin Libyassa jo 3-4 tuhatta vuotta eKr. On mahdollista, että käyttämällä ruokasuolaa erilaisiin manipulaatioihin alkemistit kohtasivat myös kaasumaista klooria. "Metallien kuninkaan" - kullan - liuottamiseksi he käyttivät "aqua regiaa" - suola- ja typpihappojen seosta, jonka vuorovaikutus vapauttaa klooria.
Ensimmäistä kertaa ruotsalainen kemisti K. Scheele hankki ja kuvaili yksityiskohtaisesti kloorikaasua (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) vuonna 1774. Hän lämmitti suolahappoa mineraalipyrolusiitin kanssa (cm. PYROLUSIITTI) MnO 2:ta ja havainnoi kelta-vihreän kaasun kehittymistä pistävällä hajulla. Koska noina aikoina flogistonin teoria hallitsi (cm. PHLOGISTON), Scheele piti uutta kaasua "deflogistinoituna kloorivetyhappona", eli suolahapon oksidina (oksidina). A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) kaasua pidettiin elementin "muria" oksidina (suolahappoa kutsuttiin murihapoksi, latinasta muria - suolavesi). Saman näkemyksen esitti ensimmäisenä englantilainen tiedemies G. Davy (cm. DEVI Humphrey), joka vietti paljon aikaa "muriumoksidin" hajottamiseen yksinkertaisiksi aineiksi. Hän ei onnistunut, ja vuoteen 1811 mennessä Davy tuli siihen tulokseen, että tämä kaasu on yksinkertainen aine ja kemiallinen alkuaine vastaa sitä. Davy ehdotti ensimmäisenä, kaasun kelta-vihreän värin mukaisesti, kutsua sitä klooriksi (kloori). Nimen "kloori" antoi alkuaineelle vuonna 1812 ranskalainen kemisti J. L. Gay-Lussac. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); se on hyväksytty kaikissa maissa paitsi Isossa-Britanniassa ja Yhdysvalloissa, joissa Davyn käyttöön ottama nimi on säilytetty. On ehdotettu, että tätä alkuainetta pitäisi kutsua "halogeeniksi" (eli tuottamaan suoloja), mutta siitä tuli lopulta yleinen nimi kaikille ryhmän VIIA alkuaineille.
Luonnossa oleminen
Klooripitoisuus maankuoressa on 0,013 massaprosenttia, huomattavassa pitoisuudessa se on Cl-ionin muodossa - merivedessä (keskimäärin noin 18,8 g / l). Kloori on kemiallisesti erittäin aktiivista eikä siksi esiinny luonnossa vapaassa muodossa. Se on osa sellaisia ​​mineraaleja, jotka muodostavat suuria esiintymiä, kuten pöytä- tai vuorisuola (haliitti (cm. HALITE)) NaCl, karnalliitti (cm. KARNALLIITTIA) KCl MgCl 2 6H 21O, sylviitti (cm. SILVIN) KCl, sylviniitti (Na, K)Cl, kainiitti (cm. kainiitti) KCl MgSO 4 3H 2O, biskofiitti (cm. BISHOPHIT) MgCl 2 6H 2 O ja monet muut. Klooria löytyy erilaisista kivistä, maaperästä.
Kuitti
Kaasumaisen kloorin saamiseksi käytetään NaCl:n vahvan vesiliuoksen elektrolyysiä (joskus käytetään KCl:a). Elektrolyysi suoritetaan käyttämällä kationinvaihtokalvoa, joka erottaa katodi- ja anoditilat. Samalla prosessin läpi
2NaCl + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl 2
kolme arvokasta kemiallista tuotetta saadaan kerralla: anodilla - klooria, katodilla - vetyä (cm. VETY), ja alkali kerääntyy kennoon (1,13 tonnia NaOH:ta jokaista tuotettua klooritonnia kohden). Kloorin tuotanto elektrolyysillä vaatii suuria sähkönkulutuksia: 2,3-3,7 MW kuluu 1 tonnin klooria saamiseen.
Kloorin saamiseksi laboratoriossa väkevän suolahapon reaktio jonkin vahvan hapettimen kanssa (kaliumpermanganaatti KMnO 4, kaliumdikromaatti K 2 Cr 2 O 7, kaliumkloraatti KClO 3, valkaisuaine CaClOCl, mangaanioksidi (2IV) on MnO käytetty. Näihin tarkoituksiin on kätevintä käyttää kaliumpermanganaattia: tässä tapauksessa reaktio etenee ilman kuumennusta:
2KMnO4 + 16HCl \u003d 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20.
Tarvittaessa klooria kuljetetaan nesteytetyssä (paineen alaisena) muodossa rautatiesäiliöissä tai terässylintereissä. Kloorisylintereissä on erityinen merkintä, mutta jopa sellaisen kloorisylinterin puuttuessa se on helppo erottaa sylintereistä, joissa on muita myrkyttömiä kaasuja. Kloorisylintereiden pohja on puolipallon muotoinen, eikä nestemäistä klooria sisältävää sylinteriä voi asettaa pystysuoraan ilman tukea.
Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
Normaaleissa olosuhteissa kloori on kellanvihreä kaasu, kaasun tiheys 25 °C:ssa on 3,214 g / dm 3 (noin 2,5 kertaa ilman tiheys). Kiinteän kloorin sulamispiste on -100,98 °C, kiehumispiste -33,97 °C. Normaali elektrodipotentiaali Cl 2 /Cl - vesiliuoksessa on +1,3583 V.
Vapaassa tilassa se esiintyy diatomisten Cl2-molekyylien muodossa. Ytimen välinen etäisyys tässä molekyylissä on 0,1987 nm. Cl 2 -molekyylin elektroniaffiniteetti on 2,45 eV, ionisaatiopotentiaali on 11,48 eV. Cl2-molekyylien dissosiaatioenergia atomeiksi on suhteellisen alhainen ja on 239,23 kJ/mol.
Kloori liukenee heikosti veteen. 0 °C:n lämpötilassa liukoisuus on 1,44 painoprosenttia, 20 °C:ssa - 0,711 painoprosenttia, 60 °C:ssa - 0,323 painoprosenttia. %. Klooriliuosta vedessä kutsutaan kloorivedeksi. Tasapaino muodostuu klooriveteen:
Cl 2 + H 2O H+ = Cl - + HOCl.
Tämän tasapainon siirtämiseksi vasemmalle eli kloorin vesiliukoisuuden vähentämiseksi veteen tulisi lisätä joko natriumkloridia NaCl tai jotain haihtumatonta vahvaa happoa (esim. rikkihappoa).
Kloori liukenee hyvin moniin ei-polaarisiin nesteisiin. Nestemäinen kloori itsessään toimii liuottimena sellaisille aineille kuin Bcl 3 , SiCl 4 , TiCl 4 .
Cl2-molekyylien atomeiksi hajoamisenergian ja klooriatomin suuren elektroniaffiniteetin vuoksi kloori on kemiallisesti erittäin aktiivista. Se on suorassa vuorovaikutuksessa useimpien metallien (mukaan lukien esimerkiksi kullan) ja monien ei-metallien kanssa. Joten ilman lämmitystä kloori reagoi emäksisen kanssa (cm. ALKALIMETALLIT) ja maa-alkalimetallit (cm. ALKALIMAAMETALLIT), antimonilla:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Kuumennettaessa kloori reagoi alumiinin kanssa:
3Cl 2 + 2Al = 2A1Cl 3
ja rautaa:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
Kloori reagoi vety H 2:n kanssa joko syttyessään (kloori palaa hiljaa vetyilmakehässä) tai kun kloorin ja vedyn seosta säteilytetään ultraviolettivalolla. Tässä tapauksessa muodostuu kloorivetykaasua HCl:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl.
Kloorivetyliuosta vedessä kutsutaan suolavedeksi (cm. SUOLAHAPPO)(suolahappo. Suolahapon suurin massapitoisuus on noin 38 %. Kloorivetyhapon suolat - kloridit (cm. kloridit) esimerkiksi ammoniumkloridi NH4Cl, kalsiumkloridi CaCl2, bariumkloridi BaCl2 ja muut. Monet kloridit liukenevat hyvin veteen. Käytännössä liukenematon veteen ja hopeakloridin AgCl happamiin vesiliuoksiin. Kvalitatiivinen reaktio kloridi-ionien läsnäoloon liuoksessa on valkoisen AgCl-saostuman muodostuminen Ag + -ioneilla, joka on käytännössä liukenematon typpihappoväliaineeseen:
CaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl.
Huoneenlämpötilassa kloori reagoi rikin (muodostuu ns. rikkimonokloridi S 2 Cl 2) ja fluorin (muodostuu yhdisteitä ClF ja ClF 3) kanssa. Kuumennettaessa kloori on vuorovaikutuksessa fosforin (reaktio-olosuhteista riippuen muodostuu PCl3- tai PCl5-yhdisteitä), arseenin, boorin ja muiden epämetallien kanssa. Kloori ei reagoi suoraan hapen, typen, hiilen (lukuisia klooriyhdisteitä näiden alkuaineiden kanssa saadaan epäsuorasti) ja inerttien kaasujen kanssa (äskettäin tutkijat ovat löytäneet tapoja aktivoida tällaisia ​​reaktioita ja suorittaa ne "suoraan"). Muiden halogeenien kanssa kloori muodostaa interhalogeeniyhdisteitä, esimerkiksi erittäin vahvoja hapettimia - fluorideja ClF, ClF 3, ClF 5. Kloorin hapetuskyky on suurempi kuin bromin, joten kloori syrjäyttää bromidi-ionin bromidiliuoksista, esim.
Cl2 + 2NaBr \u003d Br2 + 2NaCl
Kloori joutuu substituutioreaktioihin monien orgaanisten yhdisteiden kanssa, esimerkiksi metaanin CH 4 ja bentseenin C 6 H 6 kanssa:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl tai C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + Hcl.
Kloorimolekyyli pystyy lisäämään useita sidoksia (kaksois- ja kolmoissidoksia) orgaanisiin yhdisteisiin, esimerkiksi eteeni C 2 H 4:ään:
C2H4 + Cl2 = CH2ClCH2CI.
Kloori on vuorovaikutuksessa alkalien vesiliuosten kanssa. Jos reaktio etenee huoneenlämpötilassa, muodostuu kloridia (esimerkiksi kaliumkloridia KCl) ja hypokloriittia. (cm. HYPOKLORIITIT)(esimerkiksi kaliumhypokloriitti KClO):
Cl 2 + 2KOH \u003d KClO + KCl + H 2 O.
Kun kloori on vuorovaikutuksessa kuuman (lämpötila noin 70-80 °C) alkaliliuoksen kanssa, muodostuu vastaava kloridi ja kloraatti (cm. KLORAATIT), Esimerkiksi:
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KSl + KClO 3 + 3H 2O.
Kun kloori on vuorovaikutuksessa kalsiumhydroksidin Ca (OH) 2 märän lietteen kanssa, muodostuu valkaisuainetta (cm. VALKAUSJAUHE)("valkaisuaine") CaClOCl.
Kloorin hapetusaste +1 vastaa heikkoa, epästabiilia hypokloorihappoa (cm. hypokloorihappo) HClO. Sen suolat ovat hypokloriitteja, esimerkiksi NaClO on natriumhypokloriittia. Hypokloriitit ovat voimakkaimpia hapettimia, ja niitä käytetään laajalti valkaisu- ja desinfiointiaineina. Kun hypokloriitit, erityisesti valkaisuaine, ovat vuorovaikutuksessa hiilidioksidin CO 2:n kanssa, muodostuu muiden tuotteiden joukkoon haihtuvaa hypokloorihappoa (cm. hypokloorihappo), joka voi hajota vapauttamalla kloorioksidia (I) Cl 2 O:
2HClO \u003d Cl 2 O + H 2 O.
Juuri tämän kaasun, Cl 2 O:n, haju on valkaisuaineen ominainen haju.
Kloorin hapetusaste +3 vastaa matalan stabiilin happoa, jonka vahvuus on keskivahva HclO 2. Tätä happoa kutsutaan kloridiksi, sen suolat ovat kloriitteja. (cm. KLORIITIT (suolat) esimerkiksi NaClO 2 - natriumkloriitti.
Kloorin hapetusaste +4 vastaa vain yhtä yhdistettä - klooridioksidia СlО 2.
Kloorin hapetusaste +5 vastaa vahvaa, stabiilia vain vesiliuoksissa alle 40 % kloorihappoa (cm. hypokloorihappo) HCl03. Sen suolat ovat kloraatteja, esimerkiksi kaliumkloraatti KClO 3 .
Kloorin hapetusaste +6 vastaa vain yhtä yhdistettä - klooritrioksidia СlО 3 (olemassa dimeerin Сl 2 О 6 muodossa).
Kloorin hapetusaste +7 vastaa erittäin vahvaa ja melko stabiilia perkloorihappoa (cm. PERKLORIHAPPO) HCl04. Sen suolat ovat perkloraatteja (cm. PERKLORAATIT) esimerkiksi ammoniumperkloraatti NH 4ClO 4 tai kaliumperkloraatti KClO 4. On huomattava, että raskaiden alkalimetallien perkloraatit - kalium ja erityisesti rubidium ja cesium ovat heikosti veteen liukenevia. Oksidi, joka vastaa kloorin hapetusastetta +7 - Cl 2 O 7.
Positiivisessa hapetustilassa klooria sisältävistä yhdisteistä hypokloriiteilla on voimakkaimmat hapettavat ominaisuudet. Perkloraattien hapettavat ominaisuudet ovat epätyypillisiä.
Sovellus
Kloori on yksi kemianteollisuuden tärkeimmistä tuotteista. Sen maailmanlaajuinen tuotanto on kymmeniä miljoonia tonneja vuodessa. Klooria käytetään desinfiointi- ja valkaisuaineiden (natriumhypokloriitti, valkaisuaine ja muut), suolahapon, monien metallien ja ei-metallien kloridien, monien muovien (polyvinyylikloridi) valmistukseen. (cm. Polyvinyylikloridi) ja muut), klooria sisältävät liuottimet (dikloorietaani CH 2 ClCH 2 Cl, hiilitetrakloridi CCl 4 jne.), malmien avaamiseen, metallien erottamiseen ja puhdistamiseen jne. Klooria käytetään veden desinfiointiin (cm. KLOORAATIO)) ja moniin muihin tarkoituksiin.
Biologinen rooli
Kloori on yksi tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista (cm. BIOGEENISET ELEMENTIT) ja sitä löytyy kaikista elävistä organismeista. Jotkut kasvit, niin kutsutut halofyytit, eivät vain pysty kasvamaan erittäin suolaisella maaperällä, vaan keräävät myös suuria määriä klorideja. Mikro-organismit (halobakteerit jne.) ja eläimet, jotka elävät ympäristön korkean suolapitoisuuden olosuhteissa, tunnetaan. Kloori on yksi eläinten ja ihmisten vesi-suola-aineenvaihdunnan pääelementeistä, joka määrittää fysikaalis-kemialliset prosessit kehon kudoksissa. Se osallistuu kudosten happo-emästasapainon ylläpitämiseen, osmoregulaatioon (cm. OSMO-SÄÄTÖ)(kloori on veren, imusolmukkeiden ja muiden kehon nesteiden tärkein osmoottisesti aktiivinen aine), joka on pääasiassa solujen ulkopuolella. Kasveissa kloori osallistuu oksidatiivisiin reaktioihin ja fotosynteesiin.
Ihmisen lihaskudos sisältää 0,20-0,52% klooria, luu - 0,09%; veressä - 2,89 g / l. Keskivertoihmisen (paino 70 kg) kehossa 95 g klooria. Joka päivä ruoan kanssa ihminen saa 3-6 g klooria, joka ylimäärä kattaa tämän alkuaineen tarpeen.
Kloorin kanssa työskentelyn ominaisuudet
Kloori on myrkyllinen tukehduttava kaasu, joka joutuessaan keuhkoihin aiheuttaa keuhkokudoksen palovamman, tukehtumisen. Sillä on hengitysteitä ärsyttävä vaikutus, kun pitoisuus ilmassa on noin 0,006 mg / l. Kloori oli yksi ensimmäisistä kemiallisista myrkyistä (cm. MYRKYTTÄVÄT AINEET) Saksa käytti ensimmäisessä maailmansodassa. Klooria käytettäessä tulee käyttää suojavaatetusta, kaasunaamareita ja käsineitä. Lyhyen ajan on mahdollista suojata hengityselimiä kloorin sisäänpääsyltä rievusiteellä, joka on kostutettu natriumsulfiitti Na 2 SO 3 tai natriumtiosulfaatti Na 2 S 2 O 3 liuoksella. Kloorin MPC työtilojen ilmassa on 1 mg/m 3 , asutusilmassa 0,03 mg/m 3 .

Huolimatta siitä, kuinka negatiivisesti suhtaudumme julkisiin wc-tiloihin, luonto sanelee omat säännöt, ja sinun on vierailla niissä. Luonnollisten (tälle paikalle) hajujen lisäksi toinen tuttu aromi on huoneen desinfiointiin käytetty valkaisuaine. Se sai nimensä sen tärkeimmän vaikuttavan aineen - Cl:n - takia. Opitaan tästä kemiallisesta alkuaineesta ja sen ominaisuuksista sekä annetaan myös kuvaus kloorista sijainnin mukaan jaksollisessa järjestelmässä.

Kuinka tämä esine löydettiin

Brittipappi Joseph Priestley syntetisoi ensimmäisen kerran klooria sisältävän yhdisteen (HCl) vuonna 1772.

Kahden vuoden kuluttua hänen ruotsalainen kollegansa Karl Scheele onnistui kuvaamaan menetelmän Cl:n erottamiseksi käyttämällä suolahapon ja mangaanidioksidin välistä reaktiota. Tämä kemisti ei kuitenkaan ymmärtänyt, että tuloksena syntetisoitiin uusi kemiallinen alkuaine.

Tutkijoilta kesti lähes 40 vuotta oppia uuttamaan klooria käytännössä. Tämän teki ensimmäisenä brittiläinen Humphrey Davy vuonna 1811. Tällöin hän käytti erilaista reaktiota kuin teoreettiset edeltäjänsä. Davy hajotti NaCl:n (useimmat tunnetaan ruokasuolana) elektrolyysillä.

Tutkittuaan tuloksena olevaa ainetta brittiläinen kemisti tajusi, että se oli alkuaine. Tämän löydön jälkeen Davy ei vain nimennyt sitä - kloori (kloori), vaan pystyi myös luonnehtimaan klooria, vaikka se oli hyvin alkeellista.

Kloori muuttui klooriksi (klooriksi) Joseph Gay-Lussacin ansiosta ja on olemassa tässä muodossa ranskaksi, saksaksi, venäjäksi, valkovenäläiseksi, ukrainaksi, tšekiksi, bulgariaksi ja joillakin muilla kielillä nykyään. Englannissa tähän päivään asti käytetään nimeä "chlorin" ja italiaksi ja espanjaksi "chloro".

Jens Berzelius kuvaili tarkasteltavana olevaa alkuainetta tarkemmin vuonna 1826. Hän pystyi määrittämään sen atomimassan.

Mikä on kloori (Cl)

Kun otetaan huomioon tämän kemiallisen alkuaineen löytämisen historia, on syytä oppia lisää siitä.

Nimi kloori on johdettu kreikan sanasta χλωρός ("vihreä"). Se annettiin tämän aineen kellertävän vihertävän värin vuoksi.

Kloori on olemassa yksinään kaksiatomisena kaasuna Cl 2, mutta tässä muodossa sitä ei käytännössä esiinny luonnossa. Useammin se esiintyy erilaisissa yhdisteissä.

Omalaatuisen sävyn lisäksi kloorille on ominaista makean-pistävä tuoksu. Se on erittäin myrkyllinen aine, joten jos se joutuu ilmaan ja ihminen tai eläin hengittää sitä, se voi johtaa heidän kuolemaan muutamassa minuutissa (riippuen Cl-pitoisuudesta).

Koska kloori on lähes 2,5 kertaa ilmaa raskaampaa, se on aina sen alapuolella, eli lähellä itse maata. Tästä syystä, jos epäilet Cl:n läsnäolon, sinun tulee kiivetä mahdollisimman korkealle, koska tämän kaasun pitoisuus on pienempi.

Lisäksi toisin kuin eräillä muilla myrkyllisillä aineilla, klooria sisältävillä aineilla on ominainen väri, joka mahdollistaa niiden visuaalisen tunnistamisen ja toiminnan. Useimmat vakiokaasunaamarit auttavat suojaamaan hengityselimiä ja limakalvoja Cl-vaurioilta. Täydellisen turvallisuuden takaamiseksi on kuitenkin toteutettava vakavampia toimenpiteitä myrkyllisen aineen neutralointiin asti.

On syytä huomata, että kemialliset aseet aloittivat historiansa vuonna 1915, kun saksalaiset käyttivät klooria myrkyllisenä kaasuna. Lähes 200 tonnin aineen käytön seurauksena 15 tuhatta ihmistä myrkytettiin muutamassa minuutissa. Kolmannes heistä kuoli melkein välittömästi, kolmasosa sai pysyviä vaurioita ja vain 5 tuhatta onnistui pakenemaan.

Miksi tällaista vaarallista ainetta ei edelleenkään ole kielletty ja louhitaan miljoonia tonneja vuosittain? Kyse on sen erityisominaisuuksista, ja niiden ymmärtämiseksi on syytä harkita kloorin ominaisuuksia. Helpoin tapa tehdä tämä on jaksollinen taulukko.

Kloorin karakterisointi jaksollisessa järjestelmässä

Kloori halogeenina

Äärimmäisen myrkyllisyyden ja pistävän hajun (joka on ominaista kaikille tämän ryhmän edustajille) lisäksi Cl on erittäin vesiliukoinen. Käytännön vahvistus tästä on klooria sisältävien pesuaineiden lisääminen uima-altaan veteen.

Kosteutena ilmaan joutuessaan kyseinen aine alkaa savuta.

Cl:n ominaisuudet epämetallina

Kun otetaan huomioon kloorin kemialliset ominaisuudet, on syytä kiinnittää huomiota sen ei-metallisiin ominaisuuksiin.

Sillä on kyky muodostaa yhdisteitä lähes kaikkien metallien ja ei-metallien kanssa. Esimerkki on reaktio rautaatomien kanssa: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Usein on tarpeen käyttää katalyyttejä reaktioiden suorittamiseen. Tätä roolia voi esittää H 2 O.

Usein reaktiot Cl:n kanssa ovat endotermisiä (ne absorboivat lämpöä).

On huomattava, että kiteisessä muodossa (jauhemuodossa) kloori on vuorovaikutuksessa metallien kanssa vain kuumennettaessa korkeisiin lämpötiloihin.

Reagoiessaan muiden ei-metallien (paitsi O 2, N, F, C ja inerttien kaasujen) kanssa Cl muodostaa yhdisteitä - klorideja.

Reagoiessaan O 2:n kanssa muodostuu oksideja, jotka ovat erittäin epästabiileja ja hajoamisalttiita. Niissä Cl:n hapetustila voi ilmetä välillä +1 - +7.

Vuorovaikutuksessa F:n kanssa muodostuu fluorideja. Niiden hapettumisaste voi olla erilainen.

Kloori: aineen ominaisuus sen fysikaalisten ominaisuuksien perusteella

Tarkasteltavalla alkuaineella on kemiallisten ominaisuuksien lisäksi myös fysikaalisia ominaisuuksia.

Lämpötilan vaikutus Cl:n aggregaattitilaan

Otettuaan huomioon kloorielementin fysikaaliset ominaisuudet, ymmärrämme, että se pystyy menemään erilaisiin aggregaatiotiloihin. Kaikki riippuu lämpötilajärjestelmästä.

Normaalitilassaan Cl on erittäin syövyttävä kaasu. Hän kuitenkin nesteytyy helposti. Tähän vaikuttavat lämpötila ja paine. Esimerkiksi, jos se on 8 ilmakehää ja lämpötila on +20 celsiusastetta, Cl 2 on hapan keltainen neste. Se pystyy ylläpitämään tämän aggregaatiotilan +143 asteeseen asti, jos myös paine jatkaa nousuaan.

-32 °C:n saavuttaessa kloorin tila lakkaa olemasta riippuvainen paineesta ja pysyy edelleen nesteenä.

Aineen kiteytyminen (kiinteä tila) tapahtuu -101 asteessa.

Missä luonnossa on Cl

Kun on otettu huomioon kloorin yleiset ominaisuudet, on syytä selvittää, missä luonnossa niin vaikea alkuaine löytyy.

Korkean reaktiivisuutensa vuoksi sitä ei melkein koskaan löydetä puhtaassa muodossaan (siksi tämän alkuaineen tutkimuksen alussa tutkijoilla kesti vuosia oppia sen syntetisoimaan). Yleensä Cl:a löytyy yhdisteistä erilaisissa mineraaleissa: haliitti, sylviin, kainiitti, biskofiitti jne.

Ennen kaikkea sitä löytyy meri- tai valtamerivedestä uutetuista suoloista.

Vaikutus kehoon

Kun tarkastellaan kloorin ominaisuuksia, on jo useammin kuin kerran sanottu, että se on erittäin myrkyllinen. Samaan aikaan aineen atomeja ei ole vain mineraaleissa, vaan myös lähes kaikissa organismeissa kasveista ihmisiin.

Erityisominaisuuksiensa ansiosta Cl-ionit tunkeutuvat solukalvoihin paremmin kuin muut (siis yli 80 % kaikesta ihmiskehon kloorista on solujen välisessä tilassa).

Yhdessä K:n kanssa Cl vastaa vesi-suolatasapainon säätelystä ja sen seurauksena osmoottisesta tasa-arvosta.

Huolimatta niin tärkeästä roolista kehossa, puhdas Cl 2 tappaa kaiken elävän - soluista kokonaisiin organismeihin. Valvotuilla annoksilla ja lyhytaikaisella altistuksella se ei kuitenkaan ehdi aiheuttaa vahinkoa.

Elävä esimerkki viimeisestä lauseesta on mikä tahansa pooli. Kuten tiedät, vesi tällaisissa laitoksissa desinfioidaan Cl:llä. Samanaikaisesti, jos henkilö vierailee harvoin tällaisessa laitoksessa (kerran viikossa tai kuukaudessa), on epätodennäköistä, että hän kärsii tämän aineen esiintymisestä vedessä. Tällaisten laitosten työntekijät, varsinkin lähes koko päivän vedessä oleskelevat (pelastajat, ohjaajat) kärsivät kuitenkin usein ihosairauksista tai heikentyneestä immuunijärjestelmästä.

Kaiken tämän yhteydessä uima-altaissa käynnin jälkeen on välttämätöntä käydä suihkussa - pestä mahdolliset kloorijäämät iholta ja hiuksista.

Cl:n käyttö ihmisillä

Kun pitää mielessä kloorin luonnehdinnan perusteella, että se on "oikukas" alkuaine (mitä tulee vuorovaikutukseen muiden aineiden kanssa), on mielenkiintoista tietää, että sitä käytetään melko usein teollisuudessa.

Ensinnäkin sitä käytetään monien aineiden desinfiointiin.

Cl:a käytetään myös tietyntyyppisten torjunta-aineiden valmistuksessa, mikä auttaa säästämään kasveja tuholaisilta.

Tämän aineen kyky olla vuorovaikutuksessa melkein kaikkien jaksollisen järjestelmän elementtien kanssa (ominaisuus kloorille ei-metallina) auttaa uuttamaan tietyntyyppisiä metalleja (Ti, Ta ja Nb) sekä kalkkia ja suolahappoa sen kanssa. auta.

Kaiken edellä mainitun lisäksi Cl:a käytetään teollisuusaineiden (polyvinyylikloridi) ja lääkkeiden (klooriheksidiini) valmistuksessa.

On syytä mainita, että nykyään on löydetty tehokkaampi ja turvallisempi desinfiointiaine - otsoni (O 3 ). Sen valmistus on kuitenkin kalliimpaa kuin kloori, ja tämä kaasu on vielä epävakaampaa kuin kloori (lyhyt kuvaus fysikaalisista ominaisuuksista 6-7 p.). Siksi harvalla on varaa käyttää otsonointia kloorauksen sijaan.

Miten klooria tuotetaan?

Nykyään tämän aineen syntetisoimiseksi tunnetaan monia menetelmiä. Kaikki ne jakautuvat kahteen luokkaan:

• Kemiallinen.
• Sähkökemiallinen.

Ensimmäisessä tapauksessa Cl saadaan kemiallisen reaktion tuloksena. Käytännössä ne ovat kuitenkin erittäin kalliita ja tehottomia.

Siksi sähkökemialliset menetelmät (elektrolyysi) ovat edullisia teollisuudessa. Niitä on kolme: kalvo, kalvo ja elohopean elektrolyysi.