Clorul a fost obținut pentru prima dată în 1772 de Scheele, care a descris eliberarea lui în timpul interacțiunii piroluzitului cu acidul clorhidric în tratatul său despre piroluzit: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele a remarcat mirosul de clor, similar cu mirosul de acva regia, capacitatea sa de a interacționa cu aurul și cinabru, precum și proprietățile sale de albire. Cu toate acestea, Scheele, în conformitate cu teoria flogistului care domina chimia la acea vreme, a sugerat că clorul este acid clorhidric deflogistic, adică oxid de acid clorhidric.
Berthollet și Lavoisier au sugerat că clorul este un oxid al elementului murium, dar încercările de a-l izola au rămas fără succes până la lucrările lui Davy, care a reușit să descompună sarea de masă în sodiu și clor prin electroliză.
Numele elementului provine din limba greacă clrowoz- „verde”.

Fiind în natură, obțineți:

Clorul natural este un amestec de doi izotopi 35 Cl și 37 Cl. Clorul este cel mai abundent halogen din scoarța terestră. Deoarece clorul este foarte activ, în natură se găsește numai sub formă de compuși din compoziția mineralelor: halit NaCl, sylvin KCl, silvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, carnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl Mg 4 3H 2 O. Cele mai mari rezerve de clor sunt cuprinse în sărurile apelor mărilor şi oceanelor.
La scară industrială, clorul este produs împreună cu hidroxid de sodiu și hidrogen prin electroliza unei soluții de clorură de sodiu:
2NaCI + 2H20 => H2 + CI2 + 2NaOH
Pentru a recupera clorul din clorura de hidrogen, care este un produs secundar al clorării industriale a compușilor organici, se utilizează procesul Deacon (oxidarea catalitică a acidului clorhidric cu oxigen atmosferic):
4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2
Laboratoarele folosesc de obicei procese bazate pe oxidarea clorurii de hidrogen cu agenți oxidanți puternici (de exemplu, oxid de mangan (IV), permanganat de potasiu, dicromat de potasiu):
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Proprietăți fizice:

În condiții normale, clorul este un gaz galben-verzui cu miros sufocant. Clorul este vizibil solubil în apă („apa cu clor”). La 20°C, 2,3 volume de clor se dizolvă într-un volum de apă. Punct de fierbere = -34°C; punct de topire = -101°C, densitate (gaz, N.O.) = 3,214 g/l.

Proprietăți chimice:

Clorul este foarte activ - se combină direct cu aproape toate elementele sistemului periodic, metale și nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte). Clorul este un agent oxidant foarte puternic, înlocuiește nemetalele mai puțin active (brom, iod) din compușii lor cu hidrogen și metale:
CI2 + 2HBr = Br2 + 2HCI; Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl
Când este dizolvat în apă sau alcalii, clorul se dismută, formând acizi hipocloroși (și când este încălzit, percloric) și acizi clorhidric sau sărurile acestora.
CI2 + H20 HCIO + HCI;
Clorul interacționează cu mulți compuși organici, intrând în reacții de substituție sau adiție:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 \u003d\u003e Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C6H6 + CI2 => C6H6CI + HCI
Clorul are șapte stări de oxidare: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Cele mai importante conexiuni:

Acid clorhidric HCI- un gaz incolor care fumează în aer datorită formării de picături de ceață cu vaporii de apă. Are un miros puternic și este foarte iritant pentru tractul respirator. Conținut în gaze și ape vulcanice, în sucul gastric. Proprietățile chimice depind de starea în care se află (poate fi în stare gazoasă, lichidă sau în soluție). soluția de HCl se numește acid clorhidric (clorhidric).. Este un acid puternic, care înlocuiește acizii mai slabi din sărurile lor. Săruri - cloruri- substante solide cristaline cu puncte de topire ridicate.
cloruri covalente- compuși ai clorului cu nemetale, gaze, lichide sau solide fuzibile cu proprietăți acide caracteristice, de regulă, ușor hidrolizați de apă pentru a forma acid clorhidric:
PCI5 + 4H20 = H3P04 + 5HCI;
Oxid de clor(I) Cl2O., un gaz galben-maroniu cu miros înțepător. Afectează organele respiratorii. Ușor solubil în apă, formând acid hipocloros.
Acid hipocloros HClO. Există doar în soluții. Este un acid slab și instabil. Se descompune cu ușurință în acid clorhidric și oxigen. Oxidant puternic. Se formează atunci când clorul este dizolvat în apă. Săruri - hipocloriți, instabil (NaClO*H 2 O se descompune cu o explozie la 70 °C), oxidanţi puternici. Folosit pe scară largă pentru albire și dezinfecție pudră de albire, sare amestecată Ca(Cl)OCl
Acid cloric HCIO2, în formă liberă este instabilă, chiar și într-o soluție apoasă diluată, se descompune rapid. Acid de putere medie, săruri - cloriți sunt în general incolore și foarte solubile în apă. Spre deosebire de hipocloriți, cloriții prezintă proprietăți oxidante pronunțate numai într-un mediu acid. Cloritul de sodiu NaClO 2 are cea mai mare aplicație (pentru albirea țesăturilor și a pastei de hârtie).
Oxid de clor(IV) ClO2, - gaz galben-verzui cu miros neplăcut (înțepător), ...
Acid cloric, HClO 3 - în formă liberă este instabilă: disproporționat față de ClO 2 și HClO 4 . Săruri - clorati; dintre acestea, clorații de sodiu, potasiu, calciu și magneziu sunt cei mai importanți. Aceștia sunt agenți oxidanți puternici, explozivi când sunt amestecați cu agenți reducători. Clorură de potasiu ( sare Berthollet) - KClO 3 , a fost folosit pentru a produce oxigen în laborator, dar din cauza pericolului mare nu a mai fost folosit. Soluțiile de clorat de potasiu au fost folosite ca un medicament extern slab antiseptic pentru gargară.
Acid percloric HCIO4, în soluții apoase, acidul percloric este cel mai stabil dintre toți acizii clor care conțin oxigen. Acidul percloric anhidru, care se obține cu acid sulfuric concentrat din 72% HClO 4 nu este foarte stabil. Este cel mai puternic acid monobazic (în soluție apoasă). Săruri - perclorati, sunt folosite ca oxidanți (motoare cu rachete solide).

Aplicație:

Clorul este utilizat în multe industrii, știință și nevoi casnice:
- În producția de clorură de polivinil, compuși plastici, cauciuc sintetic;
- Pentru albirea țesăturilor și hârtiei;
- Producția de insecticide organoclorurate - substanțe care ucid insectele dăunătoare culturilor, dar sunt sigure pentru plante;
- Pentru dezinfectarea apei - „clorinare”;
- Inregistrat in industria alimentara ca aditiv alimentar E925;
- În producerea chimică a acidului clorhidric, înălbitor, sare bertolet, cloruri metalice, otrăvuri, medicamente, îngrășăminte;
- În metalurgie pentru producerea metalelor pure: titan, staniu, tantal, niobiu.

Rolul biologic și toxicitatea:

Clorul este unul dintre cele mai importante elemente biogene și face parte din toate organismele vii. La animale și la oameni, ionii de clorură sunt implicați în menținerea echilibrului osmotic, ionul de clorură are o rază optimă de penetrare prin membrana celulară. Ionii de clor sunt vitali pentru plante, participând la metabolismul energetic al plantelor, activând fosforilarea oxidativă.
Clorul sub formă de substanță simplă este otrăvitor, dacă intră în plămâni, provoacă o arsură a țesutului pulmonar, asfixiere. Are un efect iritant asupra tractului respirator la o concentrație în aer de aproximativ 0,006 mg/l (adică de două ori pragul de miros al clorului). Clorul a fost unul dintre primii agenți de război chimic folosiți de Germania în Primul Război Mondial.

Korotkova Yu., Shvetsova I.
Universitatea de Stat KhF Tyumen, 571 de grupuri.

Surse: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl și altele,
Site-ul RCTU D.I. Mendeleev:

Instruire

Pentru a face față sarcinii, este necesar să folosiți formulele privind densitatea relativă:

Mai întâi, găsiți greutatea moleculară relativă a amoniacului, care poate fi calculată din tabelul D.I. Mendeleev.

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

Înlocuiți datele obținute în formula pentru determinarea densității relative prin aer:
D (aer) = Mr (amoniac) / Mr (aer);
D (aer) = Mr (amoniac) / 29;
D (aer) = 17/ 29 = 0,59.

Exemplul nr. 2. Calculați densitatea relativă a amoniacului în raport cu hidrogenul.

Înlocuiți datele din formula pentru determinarea densității relative pentru hidrogen:
D (hidrogen) = Mr (amoniac) / Mr (hidrogen);
D (hidrogen) = Mr (amoniac) / 2;
D (hidrogen) = 17/ 2 = 8,5.

Hidrogenul (din latinescul „Hydrogenium” – „generator de apă”) este primul element al tabelului periodic. Este larg răspândit, există sub formă de trei izotopi - protiu, deuteriu și tritiu. Hidrogenul este un gaz ușor incolor (de 14,5 ori mai ușor decât aerul). Este foarte exploziv atunci când este amestecat cu aer și oxigen. Este folosit în industria chimică, alimentară și, de asemenea, ca combustibil pentru rachete. Cercetările sunt în curs de desfășurare cu privire la posibilitatea utilizării hidrogen ca combustibil pentru motoarele de automobile. Densitate hidrogen(ca orice alt gaz) poate fi definit în multe feluri.

Instruire

În primul rând, pe baza definiției universale a densității - cantitatea de substanță pe unitate de volum. În cazul în care se află într-un vas etanș, densitatea gazului se determină elementar, după formula (M1 - M2) / V, unde M1 este masa totală a vasului cu gaz, M2 este masa vas gol, iar V este volumul intern al vasului.

Dacă doriți să determinați densitatea hidrogen, având date inițiale precum , aici vine în ajutor ecuația universală de stare a unui gaz ideal, sau ecuația Mendeleev-Clapeyron: PV = (mRT)/M.
P - presiunea gazului
V este volumul său
R este constanta universală a gazului
T este temperatura gazului în Kelvin
M este masa molară a gazului
m este masa reală a gazului.

Un gaz ideal este considerat a fi un astfel de gaz matematic în care energia potențială a moleculelor în comparație cu energia lor cinetică poate fi neglijată. În modelul de gaz ideal, nu există forțe atractive sau de respingere între molecule, iar ciocnirile particulelor cu alte particule sau pereții vaselor sunt absolut elastice.

Desigur, nici hidrogenul, nici alt gaz nu este ideal, dar acest model permite calcule cu o precizie suficient de mare la aproape presiunea atmosferică și temperatura camerei. De exemplu, având în vedere sarcina: găsiți densitatea hidrogen la o presiune de 6 şi o temperatură de 20 de grade Celsius.

Mai întâi, convertiți toate valorile inițiale în sistemul SI (6 atmosfere \u003d 607950 Pa, 20 grade C \u003d 293 grade K). Apoi scrieți ecuația Mendeleev-Clapeyron PV = (mRT)/M. Convertiți-l în: P = (mRT)/MV. Deoarece m / V este densitatea (raportul dintre masa unei substanțe și volumul acesteia), obțineți: densitate hidrogen= PM/RT și avem toate datele necesare pentru soluție. Știți presiunea (607950), temperatura (293), constanta universală a gazului (8.31), masa molară hidrogen (0,002).

Înlocuind aceste date în formulă, obțineți: densitate hidrogenîn condiții date de presiune și temperatură este de 0,499 kg / metru cub, sau aproximativ 0,5.

Surse:

• cum se află densitatea hidrogenului

Densitate- aceasta este una dintre caracteristicile unei substanțe, la fel ca masa, volumul, temperatura, suprafața. Este egal cu raportul dintre masă și volum. Sarcina principală este să înveți cum să calculezi această valoare și să știi de ce depinde.

Instruire

Densitate este raportul dintre masa și volumul unei substanțe. Dacă doriți să determinați densitatea unei substanțe și îi cunoașteți masa și volumul, găsirea densității nu vă va fi dificilă. Cel mai simplu mod de a găsi densitatea în acest caz este p = m/V. Este în kg/m^3 în sistemul SI. Cu toate acestea, aceste două valori nu sunt întotdeauna date, așa că ar trebui să cunoașteți mai multe moduri în care puteți calcula densitatea.

Densitate are semnificații diferite în funcție de tipul de substanță. În plus, densitatea variază în funcție de gradul de salinitate și temperatură. Pe măsură ce temperatura scade, densitatea crește, iar pe măsură ce gradul de salinitate scade, scade și densitatea. De exemplu, densitatea Mării Roșii este încă considerată mare, în timp ce este deja mai mică în Marea Baltică. Ați observat cu toții că dacă adăugați apă la el, plutește. Toate acestea se datorează faptului că are o densitate mai mică decât apa. Metalele și substanțele de piatră, dimpotrivă, se scufundă, deoarece densitatea lor este mai mare. Pe baza densității corpurilor au apărut despre înotul lor.

Datorită teoriei corpurilor plutitoare, prin care puteți afla densitatea unui corp, apa, volumul întregului corp și volumul părții sale scufundate. Această formulă arată astfel: Vimmersed. părți / V corp \u003d p corp / p lichid. Rezultă că densitatea corpului poate fi găsită după cum urmează: p corp \u003d V scufundat. piese * p lichid / corp V. Această condiție este îndeplinită pe baza datelor tabelare și a volumelor specificate V imersate. părți și corp în V.

Videoclipuri similare

Sfat 4: Cum se calculează greutatea moleculară relativă a unei substanțe

Masa moleculară relativă este o valoare adimensională care arată de câte ori masa unei molecule este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon. În consecință, masa unui atom de carbon este de 12 unități. Puteți determina greutatea moleculară relativă a unui compus chimic prin adăugarea maselor atomilor care alcătuiesc molecula substanței.

Vei avea nevoie

• - un stilou;
• - hârtie de notițe;
• - calculator;
• - tabelul periodic.

Instruire

Găsiți în tabelul periodic celulele elementelor care alcătuiesc această moleculă. Valorile maselor atomice relative (Ar) pentru fiecare substanță sunt indicate în colțul din stânga jos al celulei. Rescrie-le rotunjite la cel mai apropiat număr întreg: Ar(H) - 1; Ar(P) - 31; Ar(O) - 16.

Determinați greutatea moleculară relativă a compusului (Mr). Pentru a face acest lucru, înmulțiți masa atomică a fiecărui element cu numărul de atomi în . Apoi adunați valorile rezultate. Pentru acid fosforic: Mr(n3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

Greutatea moleculară relativă este numeric aceeași cu masa molară a substanței. Unele sarcini folosesc acest link. Exemplu: un gaz la o temperatură de 200 K și o presiune de 0,2 MPa are o densitate de 5,3 kg/m3. Determinați greutatea moleculară relativă a acestuia.

Utilizați ecuația Mendeleev-Claiperon pentru un gaz ideal: PV = mRT/M, unde V este volumul gazului, m3; m este masa unui volum dat de gaz, kg; M este masa molară a gazului, kg/mol; R este constanta universală a gazului. R=8,314472 m2kg s-2K-1 Mol-1; T – gaz, K; P - presiunea absolută, Pa. Exprimați masa molară din această relație: М = mRT/(PV).

După cum știți, densitatea: p = m/V, kg/m3. Înlocuiți-l în expresia: M = pRT / P. Determinați masa molară a gazului: M \u003d 5,3 * 8,31 * 200 / (2 * 10 ^ 5) \u003d 0,044 kg / mol. Greutatea moleculară relativă a gazului: Mr = 44. Puteți ghici că este dioxid de carbon: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Surse:

• calcula greutăți moleculare relative

În laboratoarele chimice și atunci când se efectuează experimente chimice acasă, este adesea necesar să se determine densitatea relativă a unei substanțe. Densitatea relativă este raportul dintre densitatea unei anumite substanțe și densitatea alteia în anumite condiții sau la densitatea unei substanțe de referință, care este luată ca apă distilată. Densitatea relativă este exprimată ca număr abstract.

Vei avea nevoie

• - tabele și directoare;
• - hidrometru, picnometru sau cântare speciale.

Instruire

Densitatea relativă a substanțelor în raport cu densitatea apei distilate se determină prin formula: d=p/p0, unde d este densitatea relativă dorită, p este densitatea substanței de testat, p0 este densitatea substanței de referință . Ultimul parametru este tabular și este determinat destul de precis: la 20 ° C, apa are o densitate de 998,203 kg / m3 și atinge densitatea maximă la 4 ° C - 999,973 kg / m3. Înainte de calcule, nu uitați că p și p0 trebuie exprimate în aceleași unități.

În plus, densitatea relativă a unei substanțe poate fi găsită în cărțile de referință fizice și chimice. Valoarea numerică a densității relative este întotdeauna egală cu greutatea specifică relativă a aceleiași substanțe în aceleași condiții. Concluzie: utilizați tabele cu greutate relativă specifică în același mod ca și când ar fi tabele cu densitate relativă.

Când determinați densitatea relativă, luați în considerare întotdeauna temperatura substanțelor de testat și de referință. Faptul este că densitatea substanțelor scade odată cu răcirea și crește odată cu răcirea. Dacă temperatura substanței de testat diferă de cea de referință, efectuați o corecție. Calculați-o ca modificarea medie a densității relative la 1°C. Căutați datele necesare pe nomogramele corecțiilor de temperatură.

Pentru a calcula rapid densitatea relativă a lichidelor în practică, utilizați un hidrometru. Folosiți picnometre și cântare speciale pentru a măsura materia relativă și uscată. Hidrometrul clasic este un tub de sticlă care se extinde în partea de jos. La capătul inferior al tubului se află un rezervor sau o substanță specială. Partea superioară a tubului este marcată cu diviziuni care arată valoarea numerică a densității relative a substanței de testat. Multe hidrometre sunt echipate suplimentar cu termometre pentru măsurarea temperaturii substanței de testat.

Legea lui Avogadro

Distanța dintre moleculele unei substanțe gazoase una de cealaltă depinde de condițiile externe: presiune și temperatură. În aceleași condiții externe, golurile dintre moleculele diferitelor gaze sunt aceleași. Legea lui Avogadro, descoperită în 1811, afirmă că volume egale de gaze diferite în aceleași condiții externe (temperatură și presiune) conțin același număr de molecule. Acestea. dacă V1=V2, T1=T2 și P1=P2, atunci N1=N2, unde V este volumul, T este temperatura, P este presiunea, N este numărul de molecule de gaz (indicele „1” pentru un gaz, „2” pentru altul).

Primul corolar al legii lui Avogadro, volumul molar

Primul corolar al legii lui Avogadro spune că același număr de molecule ale oricăror gaze în aceleași condiții ocupă același volum: V1=V2 la N1=N2, T1=T2 și P1=P2. Volumul unui mol de orice gaz (volum molar) este o valoare constantă. Amintiți-vă că 1 mol conține numărul Avogadrian de particule - 6,02x10^23 molecule.

Astfel, volumul molar al unui gaz depinde doar de presiune și temperatură. De obicei, gazele sunt considerate la presiune normală și temperatură normală: 273 K (0 grade Celsius) și 1 atm (760 mm Hg, 101325 Pa). În astfel de condiții normale, notate „n.o.”, volumul molar al oricărui gaz este de 22,4 l/mol. Cunoscând această valoare, este posibil să se calculeze volumul oricărei mase date și al oricărei cantități date de gaz.

A doua consecință a legii lui Avogadro, densitățile relative ale gazelor

Pentru a calcula densitățile relative ale gazelor, se aplică a doua consecință a legii lui Avogadro. Prin definiție, densitatea unei substanțe este raportul dintre masa ei și volumul său: ρ=m/V. Pentru 1 mol de substanță, masa este egală cu masa molară M, iar volumul este egal cu volumul molar V(M). Prin urmare, densitatea gazului este ρ=M(gaz)/V(M).

Fie două gaze - X și Y. Densitățile și masele lor molare - ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), interconectate prin relațiile: ρ(X)=M(X) / V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). Densitatea relativă a gazului X față de gazul Y, notat cu Dy(X), este raportul dintre densitățile acestor gaze ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Volumele molare sunt reduse, iar din aceasta putem concluziona că densitatea relativă a gazului X față de gazul Y este egală cu raportul dintre masele lor molare sau moleculare relative (sunt egale numeric).

Densitățile gazelor sunt adesea determinate în raport cu hidrogenul, cel mai ușor dintre toate gazele, a cărui masă molară este de 2 g / mol. Acestea. dacă problema spune că gazul necunoscut X are o densitate a hidrogenului de, să zicem, 15 (densitatea relativă este o mărime adimensională!), atunci găsirea masei sale molare nu este dificilă: M(X)=15xM(H2)=15x2=30 g/ mol. Adesea este indicată și densitatea relativă a gazului în raport cu aerul. Aici trebuie să știți că greutatea moleculară relativă medie a aerului este de 29 și deja trebuie să înmulțiți nu cu 2, ci cu 29.

DEFINIȚIE

Gratuit clor este un gaz galben-verzui format din molecule biatomice.

Sub presiune obișnuită, se lichefiază la (-34 o C) și se solidifică la (-101 o C). Un volum de apă dizolvă aproximativ două volume de clor. Soluția gălbuie rezultată este adesea denumită „apă cu clor”.

Clorul are un miros puternic. Inhalarea provoacă inflamarea căilor respiratorii. Ca mijloc de prim ajutor pentru otrăvirea acută cu clor, se utilizează inhalarea vaporilor unui amestec de alcool și eter.

Temperatura critică a clorului este de 144 o C, presiunea critică este de 76 atm. La punctul de fierbere, clorul lichid are o densitate de 1,6 g/cm 3 iar căldura sa de vaporizare este de 4,9 kcal/mol. Clorul solid are o densitate de 2,0 g/cm3 și o căldură de fuziune de 165 kcal/mol. Cristalele sale sunt formate din molecule individuale de Cl 2 (cea mai scurtă distanță între care este de 3,34 A).

Legătura Cl-Cl este caracterizată printr-o distanță nucleară de 1,98 A și o constantă de forță de 3,2. Disocierea termică a clorului molecular conform ecuației

Cl2 + 58 kcal = 2Cl

Devine vizibil de la aproximativ 1000 o C.

Prevalența clorului în natură

În ceea ce privește prevalența în natură, clorul este aproape de fluor - reprezintă 0,02% din numărul total de atomi din scoarța terestră. Corpul uman conține 0,25 (greutate)% clor.

Forma primară a clorului de pe suprafața pământului corespunde dispersiei sale extreme. Ca urmare a muncii apei, care timp de multe milioane de ani a distrus rocile și a spălat din ele toți constituenții solubili, compușii de clor s-au acumulat în mări. Uscarea acestora din urmă a dus la formarea în multe locuri ale globului de depozite puternice de NaCl, care servește drept materie primă pentru producerea tuturor compușilor cu clor.

Scurtă descriere a proprietăților chimice și a densității clorului

Esența activității chimice a clorului se manifestă în capacitatea atomului său de a atașa electroni și de a se transforma într-un ion încărcat negativ.

Activitatea chimică a clorului este foarte mare - se combină cu aproape toate metalele (uneori doar în prezența urmelor de apă sau când este încălzit) și cu toate elementele metaloide, cu excepția C, N și O. Este important de reținut că în absența completă a umidității, clorul nu afectează fierul. Acest lucru vă permite să-l depozitați în cilindri de oțel.

Interacțiunea clorului cu hidrogenul în funcție de reacție

H2 + CI2 = 2HCI + 44 kcal

Se derulează extrem de lent, dar încălzirea amestecului de gaz sau iluminarea sa puternică (lumina directă a soarelui, arderea magneziului etc.) este însoțită de o explozie.

Printre substanțele complexe cu care reacționează clorul se numără apele, alcaline și halogenuri metalice.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Conform TCA a arderii sodiului în clor 2Na + CI2 = 2NaCI + 819 kJ calculați cât de mult sodiu a fost ars dacă s-a eliberat 1,43 kJ de căldură.
Soluţie	Ca urmare a arderii sodiului în clor, se formează sodiu și se eliberează 819 kJ, adică. are loc o reacție exotermă: 2Na + CI2 = 2NaCI + 819 kJ. Conform ecuației reacției, 2 moli de sodiu au fost supuși arderii. Masa molară a sodiului este de 23 g/mol. Apoi, masa teoretică a sodiului va fi egală cu: m(Na) th = n(Na) × M(Na); m(Na)th = 2 × 23 = 46 g. Să notăm masa practică de sodiu drept „x”. Să facem o proporție: x g Na - 1,43 kJ de căldură; 46 g de Na - 819 kJ de căldură. Exprimați „x”: x \u003d (46 × 1,43) / 819 \u003d 0,08. În consecință, 0,08 g de sodiu au ars.
Răspuns	Masa de sodiu este de 0,08 g.

EXEMPLUL 2

Exercițiu	Aflați densitatea de azot a aerului având următoarea compoziție volumetrică: 20,0% oxigen; 79,0% azot și 1,0% argon.
Soluţie	Deoarece volumele de gaze sunt proporționale cu cantitățile lor (legea lui Avogadro), masa molară medie a unui amestec poate fi exprimată nu numai în moli, ci și în termeni de volume: M = (M 1 V 1 + M 2 V 2 + M 3 V 3) / (V 1 + V 2 + V 3). M(O 2) \u003d 2 × Ar (O) \u003d 2 × 16 \u003d 32 g / mol; M (N 2) \u003d 2 × Ar (O) \u003d 2 × 14 \u003d 28 g / mol; M(Ar) = Ar(Ar) = 40 g/mol. Luați 100 dm 3 din amestec, apoi V (O 2) \u003d 20 dm 3, V (N 2) \u003d 79 dm 3, V (Ar) \u003d 1 dm 3. Înlocuind aceste valori în formula de mai sus, obținem: M = (32x20 + 28x79 + 40x1) / (20 + 79 + 1); M = 28,9 g/mol. Densitatea azotului se obține prin împărțirea masei molare medii a amestecului la masa molară a azotului: D N 2 \u003d 28,9 / 28 \u003d 1,03.
Răspuns	Densitatea de azot a aerului este de 1,03.

Clor(din greaca χλωρ?ς - „verde”) - un element al subgrupului principal al celui de-al șaptelea grup, a treia perioadă a sistemului periodic de elemente chimice al lui D. I. Mendeleev, cu număr atomic 17. Este indicat prin simbolul Cl(lat. clor). Nemetal reactiv. Aparține grupului de halogeni (inițial, numele „halogen” a fost folosit de chimistul german Schweiger pentru clor [literalmente, „halogen” se traduce prin sare), dar nu a prins rădăcini și, ulterior, a devenit comun pentru VII. grup de elemente, care include clorul).

Substanța simplă clorul (număr CAS: 7782-50-5) în condiții normale este un gaz otrăvitor de culoare verde-gălbui, cu un miros înțepător. Molecula de clor este diatomică (formula Cl 2).

Istoria descoperirii clorului

Pentru prima dată, acidul clorhidric anhidru gazos a fost colectat de J. Prisley în 1772. (peste mercur lichid). Clorul a fost obținut pentru prima dată în 1774 de Scheele, care a descris eliberarea lui în timpul interacțiunii piroluzitului cu acidul clorhidric în tratatul său despre piroluzit:

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Scheele a remarcat mirosul de clor, similar cu mirosul de acva regia, capacitatea sa de a interacționa cu aurul și cinabru, precum și proprietățile sale de albire.

Cu toate acestea, Scheele, în conformitate cu teoria flogistului care domina chimia la acea vreme, a sugerat că clorul este acid clorhidric deflogistic, adică oxid de acid clorhidric. Berthollet și Lavoisier au sugerat că clorul este un oxid al elementului muria, încercările de a-l izola au rămas însă nereușite până la munca lui Davy, care a reușit să descompună sarea de masă în sodiu și clor prin electroliză.

Distribuția în natură

În natură, există doi izotopi ai clorului 35 Cl și 37 Cl. Clorul este cel mai abundent halogen din scoarța terestră. Clorul este foarte activ - se combină direct cu aproape toate elementele tabelului periodic. Prin urmare, în natură, apare numai sub formă de compuși din compoziția mineralelor: halit NaCl, silvin KCl, silvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H2O, carnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H. Cele mai mari rezerve de clor sunt conținute în sărurile apelor mărilor și oceanelor (conținutul în apa de mare este de 19 g/l). Clorul reprezintă 0,025% din numărul total de atomi din scoarța terestră, numărul Clarke de clor este de 0,017%, iar corpul uman conține 0,25% din ioni de clor în masă. La oameni și animale, clorul se găsește în principal în fluidele intercelulare (inclusiv în sânge) și joacă un rol important în reglarea proceselor osmotice, precum și în procesele asociate cu funcționarea celulelor nervoase.

Proprietăți fizice și fizico-chimice

În condiții normale, clorul este un gaz galben-verzui cu miros sufocant. Unele dintre proprietățile sale fizice sunt prezentate în tabel.

Unele proprietăți fizice ale clorului

Proprietate	Sens
Culoare (gaz)	galben verde
Temperatura de fierbere	-34°C
Temperatură de topire	-100°C
Temperatura de descompunere (disocieri în atomi)	~1400 °C
Densitate (gaz, n.s.a.)	3,214 g/l
Afinitatea pentru electronul unui atom	3,65 eV
Prima energie de ionizare	12,97 eV
Capacitate termică (298 K, gaz)	34,94 (J/mol K)
Temperatura critica	144°C
presiune critică	76 atm
Entalpia standard de formare (298 K, gaz)	0 (kJ/mol)
Entropia standard de formare (298 K, gaz)	222,9 (J/mol K)
Entalpia de fuziune	6,406 (kJ/mol)
Entalpia de fierbere	20,41 (kJ/mol)
Energia clivajului legăturii homolitice X-X	243 (kJ/mol)
Energia clivajului legăturii heterolitice X-X	1150 (kJ/mol)
Energie de ionizare	1255 (kJ/mol)
Energia afinității electronice	349 (kJ/mol)
Raza atomică	0,073 (nm)
Electronegativitatea după Pauling	3,20
Electronegativitatea Allred-Rochow	2,83
Stări stabile de oxidare	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Clorul gazos este relativ ușor de lichefiat. Pornind de la o presiune de 0,8 MPa (8 atmosfere), clorul va fi lichid deja la temperatura camerei. Când este răcit la o temperatură de -34 ° C, clorul devine, de asemenea, lichid la presiunea atmosferică normală. Clorul lichid este un lichid galben-verzui cu efect coroziv foarte mare (datorită concentrației mari de molecule). Prin creșterea presiunii, se poate realiza existența clorului lichid până la o temperatură de +144 ° C (temperatura critică) la o presiune critică de 7,6 MPa.

La temperaturi sub -101 °C, clorul lichid cristalizează într-o rețea ortorombic cu grup spațial cmca iar parametrii a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Sub 100 K, modificarea ortorombică a clorului cristalin se transformă într-o modificare tetragonală având un grup spațial P4 2 /ncm iar parametrii rețelei a=8,56 Å și c=6,12 Å.

Solubilitate

Gradul de disociere al moleculei de clor Cl 2 → 2Cl. La 1000 K este 2,07×10 −4%, iar la 2500 K este 0,909%.

Pragul de percepție a mirosului în aer este de 0,003 (mg/l).

În ceea ce privește conductivitatea electrică, clorul lichid se numără printre cei mai puternici izolatori: conduce curentul de aproape un miliard de ori mai rău decât apa distilată și de 10 22 de ori mai rău decât argintul. Viteza sunetului în clor este de aproximativ o dată și jumătate mai mică decât în ​​aer.

Proprietăți chimice

Structura învelișului de electroni

Nivelul de valență al atomului de clor conține 1 electron nepereche: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, deci valența lui 1 pentru atomul de clor este foarte stabilă. Datorită prezenței unui orbital neocupat al subnivelului d în atomul de clor, atomul de clor poate prezenta și alte valențe. Schema formării stărilor excitate ale atomului:

De asemenea, sunt cunoscuți compuși de clor în care atomul de clor prezintă în mod formal valența 4 și 6, cum ar fi Cl02 și Cl2O6. Cu toate acestea, acești compuși sunt radicali, ceea ce înseamnă că au un electron nepereche.

Interacțiunea cu metalele

Clorul reacționează direct cu aproape toate metalele (cu unele doar în prezența umezelii sau când este încălzit):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Interacțiunea cu nemetale

Cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte), formează clorurile corespunzătoare.

La lumină sau la încălzire, reacţionează activ (uneori cu o explozie) cu hidrogenul printr-un mecanism radical. Amestecuri de clor cu hidrogen, care conțin de la 5,8 la 88,3% hidrogen, explodează la iradiere cu formarea de acid clorhidric. Un amestec de clor și hidrogen în concentrații mici arde cu o flacără incoloră sau galben-verzuie. Temperatura maximă a flăcării hidrogen-clor este de 2200 °C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

Cu oxigen, clorul formează oxizi în care prezintă o stare de oxidare de la +1 la +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Au un miros înțepător, sunt instabile din punct de vedere termic și fotochimic și sunt predispuse la descompunere explozivă.

Când reacţionează cu fluor, nu se formează clorură, ci fluor:

Cl 2 + 3F 2 (ex.) → 2ClF 3

Alte proprietăți

Clorul înlocuiește bromul și iodul din compușii lor cu hidrogen și metale:

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

Când reacţionează cu monoxid de carbon, se formează fosgen:

Cl 2 + CO → COCl 2

Când este dizolvat în apă sau alcalii, clorul se dismută, formând acizi hipocloroși (și când este încălzit, percloric) și acizi clorhidric sau sărurile acestora:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Prin clorurarea hidroxidului de calciu uscat, se obține înălbitor:

CI2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O

Acțiunea clorului asupra amoniacului se poate obține triclorura de azot:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4CI

Proprietățile oxidante ale clorului

Clorul este un agent oxidant foarte puternic.

CI2 + H2S → 2HCI + S

Reacții cu substanțe organice

Cu compuși saturați:

CH3-CH3 + CI2 → C2H5CI + HCI

Se atașează la compușii nesaturați prin legături multiple:

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Compușii aromatici înlocuiesc un atom de hidrogen cu clor în prezența catalizatorilor (de exemplu, AlCl 3 sau FeCl 3):

C6H6 + CI2 → C6H5CI + HCI

Cum să obțineți

Metode industriale

Inițial, metoda industrială de producere a clorului s-a bazat pe metoda Scheele, adică reacția piroluzitului cu acidul clorhidric:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

În 1867, Deacon a dezvoltat o metodă de producere a clorului prin oxidarea catalitică a clorurii de hidrogen cu oxigenul atmosferic. Procesul Deacon este utilizat în prezent pentru a recupera clorul din clorura de hidrogen, un produs secundar al clorării industriale a compușilor organici.

4HCI + O2 → 2H2O + 2Cl2

Astăzi, clorul este produs la scară industrială împreună cu hidroxid de sodiu și hidrogen prin electroliza unei soluții de clorură de sodiu:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anod: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 Catod: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Deoarece electroliza apei are loc în paralel cu electroliza clorurii de sodiu, ecuația totală poate fi exprimată după cum urmează:

1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 CI2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2

Se folosesc trei variante ale metodei electrochimice de producere a clorului. Două dintre ele sunt electroliza cu catod solid: metode cu diafragmă și membrană, a treia este electroliza cu catod cu mercur lichid (metoda de producție a mercurului). Dintre metodele de producție electrochimică, electroliza cu catod de mercur este cea mai ușoară și mai convenabilă metodă, dar această metodă provoacă daune semnificative asupra mediului datorită evaporării și scurgerii de mercur metalic.

Metoda diafragmei cu catod solid

Cavitatea celulei este împărțită printr-o partiție poroasă de azbest - diafragmă - în spațiul catodic și anod, unde se află catodul și, respectiv, anodul celulei. Prin urmare, un astfel de electrolizor este adesea numit electroliză cu diafragmă, iar metoda de producție este electroliza cu diafragmă. Un curent de anolit saturat (soluție de NaCl) intră continuu în spațiul anodic al celulei cu diafragmă. Ca urmare a procesului electrochimic, clorul este eliberat la anod din cauza descompunerii halitei, iar hidrogenul este eliberat la catod din cauza descompunerii apei. În acest caz, zona apropiată de catod este îmbogățită cu hidroxid de sodiu.

Metoda membranei cu catod solid

Metoda membranei este în esență similară cu metoda diafragmei, dar spațiile anodului și catodic sunt separate printr-o membrană polimerică schimbătoare de cationi. Metoda de producere a membranei este mai eficientă decât metoda diafragmei, dar este mai dificil de utilizat.

Metoda mercurului cu catod lichid

Procesul se desfășoară într-o baie electrolitică, care constă dintr-un electrolizor, un descompozitor și o pompă de mercur, interconectate prin comunicații. În baia electrolitică, sub acțiunea unei pompe de mercur, mercurul circulă, trecând prin electrolizor și descompozitor. Catodul electrolizatorului este un curent de mercur. Anozi - grafit sau uzură redusă. Împreună cu mercur, un curent de anolit, o soluție de clorură de sodiu, curge continuu prin electrolizor. Ca urmare a descompunerii electrochimice a clorurii, la anod se formează molecule de clor, iar sodiul eliberat se dizolvă în mercur la catod, formând un amalgam.

Metode de laborator

În laboratoare, pentru obținerea clorului, se folosesc de obicei procese bazate pe oxidarea acidului clorhidric cu agenți oxidanți puternici (de exemplu, oxid de mangan (IV), permanganat de potasiu, dicromat de potasiu):

2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Depozitarea clorului

Clorul produs este stocat în „rezervoare” speciale sau pompat în cilindri de oțel de înaltă presiune. Cilindrii cu clor lichid sub presiune au o culoare specială - culoarea mlaștină. Trebuie remarcat faptul că, în timpul utilizării pe termen lung a buteliilor de clor, triclorura de azot extrem de explozivă se acumulează în ele și, prin urmare, din când în când, buteliile de clor trebuie spălate în mod obișnuit și curățate de clorura de azot.

Standarde de calitate a clorului

Conform GOST 6718-93 „Clor lichid. Specificații” sunt produse următoarele clase de clor

Aplicație

Clorul este utilizat în multe industrii, știință și nevoi casnice:

• În producția de clorură de polivinil, compuși din plastic, cauciuc sintetic, care sunt utilizați pentru a face: izolații pentru fire, profile de ferestre, materiale de ambalare, îmbrăcăminte și încălțăminte, discuri de linoleum și gramofon, lacuri, echipamente și materiale plastice spumă, jucării, piese de instrumente, materiale de construcții. Policlorura de vinil este produsă prin polimerizarea clorurii de vinil, care astăzi este cel mai adesea obținută din etilenă într-o metodă echilibrată cu clor printr-un intermediar 1,2-dicloretan.
• Proprietățile de albire ale clorului sunt cunoscute din cele mai vechi timpuri, deși nu clorul însuși „albiște”, ci oxigenul atomic, care se formează în timpul descompunerii acidului hipocloros: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Această metodă de albire a țesăturilor, hârtiei, cartonului a fost folosită de secole.
• Producția de insecticide organoclorurate - substanțe care ucid insectele dăunătoare culturilor, dar sunt sigure pentru plante. O parte semnificativă din clorul produs este cheltuită pentru obținerea de produse de protecție a plantelor. Unul dintre cele mai importante insecticide este hexaclorociclohexanul (denumit adesea hexacloran). Această substanță a fost sintetizată pentru prima dată în 1825 de către Faraday, dar a găsit aplicare practică abia după mai bine de 100 de ani - în anii 30 ai secolului XX.
• A fost folosit ca agent de război chimic, precum și pentru producerea altor agenți de război chimic: gaz muștar, fosgen.
• Pentru dezinfecția apei - „clorinare”. Cea mai comună metodă de dezinfectare a apei potabile; se bazează pe capacitatea clorului liber și a compușilor săi de a inhiba sistemele enzimatice ale microorganismelor care catalizează procesele redox. Pentru dezinfectarea apei potabile se utilizează clor, dioxid de clor, cloramină și înălbitor. SanPiN 2.1.4.1074-01 stabilește următoarele limite (coridorul) pentru conținutul admis de clor rezidual liber în apa potabilă din alimentarea centralizată cu apă 0,3 - 0,5 mg/l. O serie de oameni de știință și chiar politicieni din Rusia critică însuși conceptul de clorinare a apei de la robinet, dar nu pot oferi o alternativă la efectul secundar de dezinfectare al compușilor cu clor. Materialele din care sunt realizate conductele de apă interacționează diferit cu apa clorurată de la robinet. Clorul liber din apa de la robinet reduce semnificativ durata de viață a conductelor pe bază de poliolefine: conducte de polietilenă de diferite tipuri, inclusiv polietilenă reticulata, cunoscută mai frecvent ca PEX (PEX, PE-X). În SUA, pentru a controla admiterea conductelor din materiale polimerice pentru utilizarea în sistemele de alimentare cu apă cu apă clorurată, au fost obligați să adopte 3 standarde: ASTM F2023 pentru conductele din polietilenă reticulata (PEX) și apă clorurată fierbinte, ASTM F2263 pentru toate țevile din polietilenă și apă clorurată și ASTM F2330 pentru țevi multistrat (polimer metalic) și apă clorurată fierbinte. În ceea ce privește durabilitatea la interacțiunea cu apa clorurată, conductele de apă din cupru demonstrează rezultate pozitive.
• Înregistrat în industria alimentară ca aditiv alimentar E925.
• În producția chimică de acid clorhidric, înălbitor, sare berthollet, cloruri metalice, otrăvuri, medicamente, îngrășăminte.
• În metalurgie pentru producerea de metale pure: titan, staniu, tantal, niobiu.
• Ca indicator al neutrinilor solari în detectoarele de clor-argon.

Multe țări dezvoltate încearcă să limiteze utilizarea clorului în casă, inclusiv pentru că arderea gunoaielor care conțin clor produce o cantitate semnificativă de dioxine.

Rolul biologic

Clorul este unul dintre cele mai importante elemente biogene și face parte din toate organismele vii.

La animale și la oameni, ionii de clorură sunt implicați în menținerea echilibrului osmotic, ionul de clorură are o rază optimă de penetrare prin membrana celulară. Aceasta explică participarea sa comună cu ionii de sodiu și potasiu la crearea unei presiuni osmotice constante și reglarea metabolismului apă-sare. Sub influența GABA (un neurotransmițător), ionii de clorură au un efect inhibitor asupra neuronilor prin reducerea potențialului de acțiune. În stomac, ionii de clorură creează un mediu favorabil pentru acțiunea enzimelor proteolitice ale sucului gastric. Canalele de clor sunt prezente în multe tipuri de celule, membrane mitocondriale și mușchi scheletici. Aceste canale îndeplinesc funcții importante în reglarea volumului fluidului, transportul de ioni transepiteliali și stabilizarea potențialelor membranare și sunt implicate în menținerea pH-ului celular. Clorul se acumulează în țesutul visceral, piele și mușchii scheletici. Clorul este absorbit în principal în intestinul gros. Absorbția și excreția clorului sunt strâns legate de ionii de sodiu și bicarbonații, într-o măsură mai mică cu mineralocorticoizii și activitatea Na + /K + - ATP-azei. Celulele acumulează 10-15% din tot clorul, din această cantitate, de la 1/3 până la 1/2 - în eritrocite. Aproximativ 85% din clor se află în spațiul extracelular. Clorul este excretat din organism în principal prin urină (90-95%), fecale (4-8%) și prin piele (până la 2%). Excreția de clor este asociată cu ionii de sodiu și potasiu, iar reciproc cu HCO 3 - (echilibrul acido-bazic).

O persoană consumă 5-10 g de NaCl pe zi. Necesarul uman minim de clor este de aproximativ 800 mg pe zi. Copilul primește cantitatea necesară de clor prin laptele matern, care conține 11 mmol/l de clor. NaCl este necesar pentru producerea acidului clorhidric în stomac, care favorizează digestia și distrugerea bacteriilor patogene. În prezent, rolul clorului în apariția anumitor boli la om nu este bine înțeles, în principal din cauza numărului mic de studii. Este suficient să spunem că nici măcar recomandări privind aportul zilnic de clor nu au fost elaborate. Țesutul muscular uman conține 0,20-0,52% clor, os - 0,09%; în sânge - 2,89 g / l. În corpul unei persoane medii (greutate corporală 70 kg) 95 g de clor. În fiecare zi cu mâncare, o persoană primește 3-6 g de clor, care acoperă în exces nevoia acestui element.

Ionii de clor sunt vitali pentru plante. Clorul este implicat în metabolismul energetic la plante prin activarea fosforilării oxidative. Este necesar pentru formarea oxigenului în procesul de fotosinteză de către cloroplaste izolate, stimulează procesele auxiliare ale fotosintezei, în primul rând cele asociate cu acumularea de energie. Clorul are un efect pozitiv asupra absorbției de către rădăcini a oxigenului, potasiului, calciului și magneziului. O concentrație excesivă de ioni de clorură în plante poate avea, de asemenea, o parte negativă, de exemplu, reduce conținutul de clorofilă, reduce activitatea fotosintezei și întârzie creșterea și dezvoltarea plantelor.

Există însă plante care, în curs de evoluție, fie s-au adaptat la salinitatea solului, fie, în lupta pentru spațiu, au ocupat mlaștini sărate goale unde nu există concurență. Plantele care cresc în soluri saline se numesc halofite, acumulează cloruri în timpul sezonului de vegetație și apoi scapă de exces prin căderea frunzelor sau eliberează clorură pe suprafața frunzelor și ramurilor și primesc dublu beneficiu de a umbri suprafața de lumina soarelui.

Dintre microorganisme, sunt cunoscute și halofilele - halobacteriile - care trăiesc în ape sau soluri foarte sărate.

Caracteristici de funcționare și precauții

Clorul este un gaz sufocant toxic care, dacă intră în plămâni, provoacă arsuri la nivelul țesutului pulmonar, sufocare. Are un efect iritant asupra tractului respirator la o concentrație în aer de aproximativ 0,006 mg/l (adică de două ori pragul de miros al clorului). Clorul a fost unul dintre primii agenți de război chimic folosiți de Germania în Primul Război Mondial. Când lucrați cu clor, trebuie folosite îmbrăcăminte de protecție, măști de gaz și mănuși. Pentru o scurtă perioadă de timp, este posibil să protejați organele respiratorii de pătrunderea clorului cu un bandaj de cârpă umezit cu o soluție de sulfit de sodiu Na 2 SO 3 sau tiosulfat de sodiu Na 2 S 2 O 3.

MPC-ul clorului în aerul atmosferic este următorul: mediu zilnic - 0,03 mg/m³; maxim o singură dată - 0,1 mg / m³; în spațiile de lucru ale unei întreprinderi industriale - 1 mg / m³.

Indiferent cât de negativ ne simțim față de toaletele publice, natura își dictează propriile reguli și trebuie să le vizitezi. Pe lângă mirosurile naturale (pentru acest loc), o altă aromă familiară este înălbitorul folosit pentru dezinfectarea camerei. Și-a primit numele datorită principalului ingredient activ din el - Cl. Să învățăm despre acest element chimic și proprietățile sale și, de asemenea, să dăm o descriere a clorului după poziție în sistemul periodic.

Cum a fost descoperit acest articol

Pentru prima dată, un compus care conține clor (HCl) a fost sintetizat în 1772 de către preotul britanic Joseph Priestley.

După 2 ani, colegul său suedez Karl Scheele a reușit să descrie o metodă de separare a Cl folosind reacția dintre acidul clorhidric și dioxidul de mangan. Cu toate acestea, acest chimist nu a înțeles că un nou element chimic a fost sintetizat ca rezultat.

Oamenii de știință au avut nevoie de aproape 40 de ani pentru a învăța cum să extragă clorul în practică. Acest lucru a fost făcut pentru prima dată de britanicul Humphrey Davy în 1811. În acest sens, el a folosit o reacție diferită față de predecesorii săi teoretici. Davy a rupt NaCl (cunoscut de cei mai mulți ca sare de masă) prin electroliză.

După ce a studiat substanța rezultată, chimistul britanic și-a dat seama că este elementară. După această descoperire, Davy nu numai că l-a numit - clor (clorul), dar a putut și să caracterizeze clorul, deși era foarte primitiv.

Clorul s-a transformat în clor (clor) datorită lui Joseph Gay-Lussac și există în această formă în franceză, germană, rusă, belarusă, ucraineană, cehă, bulgară și în alte limbi astăzi. În engleză până în prezent, se folosește denumirea „chlorin”, iar în italiană și spaniolă „chloro”.

Elementul luat în considerare a fost descris mai detaliat de Jens Berzelius în 1826. El a fost cel care a putut să-i determine masa atomică.

Ce este clorul (Cl)

Având în vedere istoria descoperirii acestui element chimic, merită să aflați mai multe despre el.

Numele de clor a fost derivat din cuvântul grecesc χλωρός („verde”). A fost dat din cauza culorii gălbui-verzui a acestei substanțe.

Clorul există de la sine ca gaz diatomic Cl 2, dar în această formă practic nu apare în natură. Mai des apare în diverși compuși.

Pe lângă nuanța distinctivă, clorul se caracterizează printr-un miros dulce-înțepător. Este o substanță foarte toxică, prin urmare, dacă intră în aer și este inhalată de o persoană sau un animal, poate duce la moartea acestora în câteva minute (în funcție de concentrația de Cl).

Deoarece clorul este de aproape 2,5 ori mai greu decât aerul, acesta va fi întotdeauna sub el, adică aproape de pământ. Din acest motiv, dacă bănuiți prezența Cl, ar trebui să urcați cât mai sus posibil, deoarece va fi o concentrație mai mică a acestui gaz.

De asemenea, spre deosebire de alte substanțe toxice, substanțele care conțin clor au o culoare caracteristică, care le poate permite identificarea vizuală și acționarea asupra lor. Majoritatea măștilor de gaz standard ajută la protejarea organelor respiratorii și a membranelor mucoase de deteriorarea Cl. Totuși, pentru o siguranță deplină, trebuie luate măsuri mai serioase, până la neutralizarea substanței toxice.

Este de remarcat faptul că armele chimice și-au început istoria odată cu utilizarea clorului ca gaz otrăvitor de către germani în 1915. Ca urmare a utilizării a aproape 200 de tone de substanță, 15 mii de oameni au fost otrăviți în câteva minute. O treime dintre ei au murit aproape instantaneu, o treime a primit daune permanente și doar 5 mii au reușit să scape.

De ce o substanță atât de periculoasă încă nu este interzisă și milioane de tone sunt extrase anual? Este vorba despre proprietățile sale speciale și, pentru a le înțelege, merită să luăm în considerare caracteristicile clorului. Cel mai simplu mod de a face acest lucru este cu tabelul periodic.

Caracterizarea clorului în sistemul periodic

Clorul ca halogen

Pe lângă toxicitatea extremă și mirosul înțepător (caracteristic tuturor reprezentanților acestui grup), Cl este foarte solubil în apă. O confirmare practică a acestui lucru este adăugarea de detergenți care conțin clor în apa piscinei.

La contactul cu aerul umed, substanța în cauză începe să fumeze.

Proprietățile Cl ca nemetal

Având în vedere caracteristicile chimice ale clorului, merită să acordați atenție proprietăților sale nemetalice.

Are capacitatea de a forma compuși cu aproape toate metalele și nemetalele. Un exemplu este reacția cu atomii de fier: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Este adesea necesar să se utilizeze catalizatori pentru a efectua reacții. Acest rol poate fi jucat de H2O.

Adesea, reacțiile cu Cl sunt endoterme (absorb căldură).

Trebuie remarcat faptul că sub formă cristalină (sub formă de pulbere), clorul interacționează cu metalele numai atunci când este încălzit la temperaturi ridicate.

Reacționând cu alte nemetale (cu excepția O 2, N, F, C și a gazelor inerte), Cl formează compuși - cloruri.

Când reacţionează cu O 2, se formează oxizi care sunt extrem de instabili şi predispuşi la degradare. În ele, starea de oxidare a Cl se poate manifesta de la +1 la +7.

Când interacționează cu F, se formează fluoruri. Gradul lor de oxidare poate fi diferit.

Clorul: o caracteristică a unei substanțe în ceea ce privește proprietățile sale fizice

Pe lângă proprietățile chimice, elementul în cauză are și proprietăți fizice.

Efectul temperaturii asupra stării agregate a Cl

Având în vedere caracteristicile fizice ale elementului de clor, înțelegem că acesta este capabil să intre în diferite stări de agregare. Totul depinde de regimul de temperatură.

În starea sa normală, Cl este un gaz foarte corosiv. Cu toate acestea, se poate lichefia cu ușurință. Acest lucru este afectat de temperatură și presiune. De exemplu, dacă este egal cu 8 atmosfere, iar temperatura este de +20 de grade Celsius, Cl 2 este un lichid galben acid. Este capabil să mențină această stare de agregare până la +143 de grade, dacă și presiunea continuă să crească.

La atingerea -32 ° C, starea clorului încetează să mai depindă de presiune și continuă să rămână lichidă.

Cristalizarea unei substanțe (în stare solidă) are loc la -101 grade.

Acolo unde în natură există Cl

Având în vedere caracteristicile generale ale clorului, merită să aflăm unde poate fi găsit un element atât de dificil în natură.

Datorită reactivității sale ridicate, aproape niciodată nu se găsește în forma sa pură (prin urmare, la începutul studiului acestui element, oamenii de știință au avut ani de zile să învețe cum să-l sintetizeze). De obicei, Cl se găsește în compuși din diverse minerale: halit, sylvin, kainit, bischofit etc.

Cel mai mult, se găsește în sărurile extrase din apa de mare sau ocean.

Efect asupra organismului

Luând în considerare caracteristicile clorului, s-a spus deja de mai multe ori că este extrem de otrăvitor. În același timp, atomii de materie sunt conținuți nu numai în minerale, ci și în aproape toate organismele, de la plante la oameni.

Datorită proprietăților lor speciale, ionii de Cl pătrund în membranele celulare mai bine decât altele (prin urmare, mai mult de 80% din tot clorul din corpul uman se află în spațiul intercelular).

Împreună cu K, Cl este responsabil pentru reglarea echilibrului apă-sare și, ca urmare, pentru egalitatea osmotică.

În ciuda unui rol atât de important în organism, Cl 2 pur ucide toate ființele vii - de la celule la organisme întregi. Cu toate acestea, în doze controlate și cu expunere pe termen scurt, nu are timp să provoace daune.

Un exemplu viu al ultimei afirmații este orice grup. După cum știți, apa în astfel de instituții este dezinfectată cu Cl. În același timp, dacă o persoană vizitează rar o astfel de instituție (o dată pe săptămână sau pe lună), este puțin probabil să sufere de prezența acestei substanțe în apă. Totuși, angajații unor astfel de instituții, în special cei care stau aproape toată ziua în apă (salvatori, instructori) suferă adesea de boli de piele sau au un sistem imunitar slăbit.

În legătură cu toate acestea, după vizitarea piscinelor, este imperativ să faceți un duș - pentru a spăla eventualele reziduuri de clor de pe piele și păr.

Utilizarea umană a Cl

Ținând cont din caracterizarea clorului că este un element „capricios” (când vine vorba de interacțiunea cu alte substanțe), va fi interesant de știut că este destul de des folosit în industrie.

În primul rând, este folosit pentru a dezinfecta multe substanțe.

Cl este folosit și la fabricarea anumitor tipuri de pesticide, ceea ce ajută la salvarea culturilor de dăunători.

Capacitatea acestei substanțe de a interacționa cu aproape toate elementele tabelului periodic (o caracteristică a clorului ca nemetal) ajută la extragerea anumitor tipuri de metale (Ti, Ta și Nb), precum și a varului și a acidului clorhidric cu sale. Ajutor.

Pe lângă toate cele de mai sus, Cl este utilizat în producția de substanțe industriale (policlorură de vinil) și medicamente (clorhexidină).

De menționat că astăzi s-a găsit un dezinfectant mai eficient și mai sigur - ozonul (O 3 ). Cu toate acestea, producția sa este mai scumpă decât clorul, iar acest gaz este chiar mai instabil decât clorul (o scurtă descriere a proprietăților fizice în 6-7 p.). Prin urmare, puțini își permit să folosească ozonarea în loc de clorinare.

Cum se produce clorul?

Astăzi, multe metode sunt cunoscute pentru sinteza acestei substanțe. Toate se încadrează în două categorii:

• Chimic.
• Electrochimic.

În primul caz, Cl se obține ca urmare a unei reacții chimice. Cu toate acestea, în practică, acestea sunt foarte costisitoare și ineficiente.

Prin urmare, metodele electrochimice (electroliza) sunt preferate în industrie. Există trei dintre ele: electroliza cu diafragmă, membrană și mercur.