Clor(lat. Chlorum), Cl, un element chimic din grupa VII a sistemului periodic Mendeleev, număr atomic 17, masă atomică 35,453; aparține familiei halogenului. În condiţii normale (0°C, 0,1 MN/m2 sau 1 kgf/cm2) un gaz galben-verde cu un miros ascuţit iritant. Clorul natural este format din doi izotopi stabili: 35 Cl (75,77%) și 37 Cl (24,23%). Izotopi radioactivi obținuți artificial cu numere de masă 31-47, în special: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 cu timpi de înjumătățire (T ½) respectiv 0,31; 2,5; 1,56 sec; 3,1 10 5 ani; 37,3, 55,5 și 1,4 min. 36 Cl și 38 Cl sunt utilizați ca trasori.

Referință istorică. Clorul a fost obţinut pentru prima dată în 1774 de către K. Scheele prin interacţiunea acidului clorhidric cu piroluzitul MnO 2 . Cu toate acestea, abia în 1810, G. Davy a stabilit că clorul este un element și l-a numit clor (din grecescul chloros - galben-verde). În 1813, J. L. Gay-Lussac a propus denumirea de Clor pentru acest element.

Distribuția clorului în natură. Clorul apare în natură numai sub formă de compuși. Conținutul mediu de Clor în scoarța terestră (clarke) este de 1,7·10 -2% în greutate, în rocile magmatice acide - granite și altele 2,4·10 -2, în 5·10 -3 bazice și ultrabazice. Migrația apei joacă un rol major în istoria clorului din scoarța terestră. Sub formă de ion de Cl - se găsește în Oceanul Mondial (1,93%), în saramură subterană și în lacurile sărate. Numărul de minerale proprii (în principal cloruri naturale) este de 97, principalul fiind halit NaCl (Sare de rocă). De asemenea, sunt cunoscute depozite mari de cloruri de potasiu și magneziu și cloruri mixte: silvinită KCl, silvinită (Na,K)Cl, carnalită KCl MgCl 2 6H 2 O, kainită KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofit MgCl 2 6H 2 O În istorie a Pământului, aportul de HCl conținut în gazele vulcanice către părțile superioare ale scoarței terestre a fost de mare importanță.

Proprietățile fizice ale clorului. Clorul are tbp -34,05°C, tpl -101°C. Densitatea clorului gazos în condiții normale este de 3,214 g/l; abur saturat la 0°C 12,21 g/l; clor lichid la punctul de fierbere de 1,557 g/cm 3 ; clor solid la - 102°C 1,9 g/cm3. Presiunea vaporilor saturați ai clorului la 0°C 0,369; la 25°C 0,772; la 100°C 3,814 MN/m2 sau respectiv 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Căldura de fuziune 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); căldură de vaporizare 288 kJ/kg (68,8 cal/g); capacitatea termică a gazului la presiune constantă 0,48 kJ/(kg K) . Constante critice ale clorului: temperatura 144°C, presiunea 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), densitate 573 g/l, volum specific 1,745·10 -3 l/g. Solubilitate (în g/l) Clor la o presiune parțială de 0,1 MN/m 2, sau 1 kgf/cm 2, în apă 14,8 (0 ° C), 5,8 (30 ° C), 2,8 ( 70 ° C); într-o soluţie de 300 g/l NaCI 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Sub 9,6°C în soluţii apoase se formează hidraţi de clor cu compoziţie variabilă Cl 2 ·nH 2 O (unde n = 6-8); Acestea sunt cristale galbene de singonie cubică, care se descompun atunci când temperatura crește în clor și apă. Clorul se dizolvă bine în TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 și unii solvenți organici (în special în hexan C 6 H 14 și tetraclorură de carbon CCl 4 ). Molecula de clor este diatomică (Cl 2). Gradul de disociere termică a Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl la 1000 K este de 2,07 10 -4%, la 2500 K 0,909%.

Proprietățile chimice ale clorului. Configurația electronică externă a atomului Cl 3s 2 Зр 5 . În conformitate cu aceasta, clorul din compuși prezintă stări de oxidare -1, +1, +3, +4, +5, +6 și +7. Raza covalentă a atomului este de 0,99 Å, raza ionică a Cl este de 1,82 Å, afinitatea electronică a atomului de clor este de 3,65 eV, iar energia de ionizare este de 12,97 eV.

Din punct de vedere chimic, clorul este foarte activ, se combină direct cu aproape toate metalele (cu unele doar în prezența umezelii sau la încălzire) și cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului, gazelor inerte), formând clorurile corespunzătoare, reacţionează cu mulți compuși, înlocuiește hidrogenul în hidrocarburile saturate și se alătură compușilor nesaturați. Clorul înlocuiește bromul și iodul din compușii lor cu hidrogen și metale; din compușii clorului cu aceste elemente, acesta este înlocuit de fluor. Metalele alcaline în prezența urmelor de umiditate interacționează cu clorul cu aprindere, majoritatea metalelor reacţionează cu clorul uscat numai atunci când sunt încălzite. Oțelul, precum și unele metale, sunt rezistente la clorul uscat la temperaturi scăzute, așa că sunt utilizate pentru fabricarea de echipamente și instalații de depozitare a clorului uscat. Fosforul se aprinde într-o atmosferă de clor, formând РCl 3 , iar la clorinare ulterioară - РCl 5 ; sulf cu clor, la încălzire, dă S 2 Cl 2, SCl 2 și alte S n Cl m. Arsenicul, antimoniul, bismutul, stronțiul, telurul interacționează puternic cu clorul. Un amestec de clor și hidrogen arde cu o flacără incoloră sau galben-verde pentru a forma acid clorhidric (aceasta este o reacție în lanț).

Temperatura maximă a flăcării hidrogen-clor este de 2200°C. Amestecuri de clor cu hidrogen care conțin de la 5,8 la 88,5% H2 sunt explozive.

Clorul formează oxizi cu oxigenul: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , precum și hipocloriți (săruri ale acidului hipocloros), cloriți, clorați și perclorați. Toți compușii cu oxigen ai clorului formează amestecuri explozive cu substanțe ușor oxidabile. Oxizii de clor sunt instabili și pot exploda spontan, hipocloriții se descompun lent în timpul depozitării, clorații și perclorații pot exploda sub influența inițiatorilor.

Clorul din apă este hidrolizat, formând acizi hipocloros și clorhidric: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. La clorurarea soluțiilor apoase de alcaline la rece, se formează hipocloriți și cloruri: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, iar când sunt încălzite - clorați. Prin clorurarea hidroxidului de calciu uscat se obține înălbitor.

Când amoniacul reacţionează cu clorul, se formează triclorura de azot. În clorurarea compușilor organici, clorul fie înlocuiește hidrogenul, fie se adaugă prin legături multiple, formând diferiți compuși organici care conțin clor.

Clorul formează compuși interhalogeni cu alți halogeni. Fluorurile ClF, ClF3, ClF3 sunt foarte reactive; de exemplu, într-o atmosferă de ClF 3 vata de sticlă se aprinde spontan. Sunt cunoscuți compuși ai clorului cu oxigen și fluor - Oxifluoruri de clor: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 și perclorat de fluor FClO 4 .

Obținerea de clor. Clorul a început să fie produs în industrie în 1785 prin interacțiunea acidului clorhidric cu oxidul de mangan (II) sau piroluzitul. În 1867, chimistul englez G. Deacon a dezvoltat o metodă de producere a clorului prin oxidarea HCl cu oxigenul atmosferic în prezența unui catalizator. De la sfârșitul secolului al XIX-lea - începutul secolului al XX-lea, clorul a fost produs prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri de metale alcaline. Aceste metode produc 90-95% din clor din lume. Cantități mici de clor sunt obținute întâmplător în producția de magneziu, calciu, sodiu și litiu prin electroliza clorurilor topite. Se folosesc două metode principale de electroliză a soluțiilor apoase de NaCl: 1) în electrolizoare cu catod solid și diafragmă de filtru poroasă; 2) în electrolizoare cu catod de mercur. Conform ambelor metode, clorul gazos este eliberat pe un anod de grafit sau oxid de titan-ruteniu. Conform primei metode, hidrogenul este eliberat la catod și se formează o soluție de NaOH și NaCl, din care se izolează soda caustică comercială prin procesare ulterioară. Conform celei de-a doua metode, pe catod se formează amalgam de sodiu, când se descompune cu apă pură într-un aparat separat, se obține o soluție de NaOH, hidrogen și mercur pur, care intră din nou în producție. Ambele metode dau 1,125 tone de NaOH per 1 tonă de clor.

Electroliza cu diafragmă necesită mai puține investiții de capital pentru producția de clor și produce NaOH mai ieftin. Metoda catodului de mercur produce NaOH foarte pur, dar pierderea de mercur poluează mediul.

Utilizarea clorului. Una dintre ramurile importante ale industriei chimice este industria clorului. Principalele cantități de clor sunt procesate la locul de producere în compuși care conțin clor. Clorul este depozitat și transportat sub formă lichidă în cilindri, butoaie, cisterne feroviare sau în vase special echipate. Pentru țările industriale, următorul consum aproximativ de clor este tipic: pentru producția de compuși organici care conțin clor - 60-75%; compuși anorganici care conțin clor, -10-20%; pentru albirea pulpei și țesăturilor - 5-15%; pentru nevoi sanitare și clorurare a apei - 2-6% din producția totală.

Clorul este, de asemenea, folosit pentru clorurarea unor minereuri pentru a extrage titan, niobiu, zirconiu și altele.

Clorul în organism Clorul este unul dintre elementele biogene, o componentă constantă a țesuturilor vegetale și animale. Conținutul de clor din plante (mult clor în halofite) - de la miimi de procent la procent întreg, la animale - zecimi și sutimi de procent. Necesarul zilnic al unui adult în clor (2-4 g) este acoperit de produsele alimentare. Cu alimente, clorul este de obicei furnizat în exces sub formă de clorură de sodiu și clorură de potasiu. Pâinea, carnea și produsele lactate sunt deosebit de bogate în clor. La animale, clorul este principala substanță osmotic activă în plasma sanguină, limfă, lichidul cefalorahidian și unele țesuturi. Joacă un rol în metabolismul apă-sare, contribuind la reținerea apei de către țesuturi. Reglarea echilibrului acido-bazic în țesuturi se realizează împreună cu alte procese prin modificarea distribuției clorului între sânge și alte țesuturi. Clorul este implicat în metabolismul energetic la plante, activând atât fosforilarea oxidativă, cât și fotofosforilarea. Clorul are un efect pozitiv asupra absorbției oxigenului de către rădăcini. Clorul este necesar pentru producerea de oxigen în timpul fotosintezei de către cloroplaste izolate. Clorul nu este inclus în majoritatea mediilor nutritive pentru cultivarea artificială a plantelor. Este posibil ca concentrații foarte scăzute de clor să fie suficiente pentru dezvoltarea plantelor.

Otrăvirea cu clor este posibilă în industria chimică, celulozei și hârtiei, textilă, farmaceutică și altele. Clorul irită membranele mucoase ale ochilor și ale tractului respirator. Infecția secundară se alătură de obicei modificărilor inflamatorii primare. Intoxicația acută se dezvoltă aproape imediat. Inhalarea concentrațiilor medii și scăzute de clor provoacă senzație de apăsare și durere în piept, tuse uscată, respirație rapidă, dureri de ochi, lacrimare, creșterea nivelului de leucocite în sânge, temperatura corpului etc. Posibilă bronhopneumonie, edem pulmonar toxic, depresie , convulsii . În cazurile ușoare, recuperarea are loc în 3-7 zile. Ca consecințe pe termen lung, se observă catarele tractului respirator superior, bronșita recurentă, pneumoscleroza și altele; posibila activare a tuberculozei pulmonare. La inhalarea prelungită a concentrațiilor mici de clor, se observă forme similare, dar care se dezvoltă încet ale bolii. Prevenirea otrăvirii: producția de etanșare, echipament, ventilație eficientă, dacă este necesar, utilizarea unei măști de gaz. Producția de clor, înălbitor și alți compuși care conțin clor aparține industriilor cu condiții de lucru dăunătoare.

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 un astfel de gaz matematic în care energia potențială a moleculelor în comparație cu energia lor cinetică poate fi neglijată. În modelul unui gaz ideal, forțele de atracție sau de repulsie nu acționează 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. părți * p lichid / corp V. Această condiție este îndeplinită pe baza datelor tabelare și a volumelor specificate V imersate. părți și corp în V.

Videoclipuri asemănătoare

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

• - pix;
• - 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.

Masa 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 densitatea unei substanțe de referință, care este luată ca apă distilată. Densitatea relativă este exprimată ca număr abstract.

Vei avea nevoie

• - tabele si 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: folosiți tabele de greutate relativă în același mod ca și cum ar fi tabele de densitate relativă.

La determinarea densității relative, luați întotdeauna în considerare 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, spune 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

Liber 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 acestuia din urmă a condus 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.
Decizie	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.
Decizie	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

CLOR-A; m.[din greacă. chlōros - verde pal] Un element chimic (Cl), un gaz asfixiant galben-verzui cu miros înțepător (folosit ca otravă și dezinfectant). Compuși ai clorului. Intoxicatia cu clor.

◁ Clorul (vezi).

clor

(lat. Chlorum), un element chimic din grupa VII a sistemului periodic, se referă la halogeni. Numele provine din grecescul chlōros, galben-verde. Clorul liber este format din molecule diatomice (Cl 2); gaz galben-verde cu miros înțepător; densitate 3,214 g/l; t pl -101°C; t kip -33,97°C; la temperatura obișnuită, este ușor lichefiat sub o presiune de 0,6 MPa. Foarte activ din punct de vedere chimic (agent oxidant). Principalele minerale sunt halitul (sare gemă), silvina, bischofitul; apa de mare conține cloruri de sodiu, potasiu, magneziu și alte elemente. Se folosesc la producerea de compuși organici cu conținut de clor (60-75%), substanțe anorganice (10-20%), pentru albirea celulozei și țesăturilor (5-15%), pentru nevoi sanitare și dezinfecție (clorarea) a apei. . Toxic.

CLOR

CLOR (lat. Chlorum), Cl (a se citi „clor”), un element chimic cu număr atomic 17, masă atomică 35,453. În forma sa liberă, este un gaz greu galben-verzui cu un miros ascuțit, sufocant (de unde și numele: cloros grecesc - galben-verde).
Clorul natural este un amestec de doi nuclizi (cm. NUCLID) cu numere de masă 35 (în amestec de 75,77% din masă) și 37 (24,23%). Configurația stratului de electroni exterior 3 s 2 p 5 . În compuși, prezintă în principal stări de oxidare –1, +1, +3, +5 și +7 (valențe I, III, V și VII). Situat în a treia perioadă în grupa VIIA a sistemului periodic de elemente al lui Mendeleev, se referă la halogeni (cm. HALOGENI).
Raza atomului de clor neutru este de 0,099 nm, razele ionice sunt egale, respectiv (în paranteze sunt valorile numărului de coordonare): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) și Clr 7+ 0,022 nm (3) și 0,041 nm (6). Energiile succesive de ionizare ale atomului de clor neutru sunt 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 și, respectiv, 114,3 eV. Afinitate electronică 3,614 eV. Pe scara Pauling, electronegativitatea clorului este 3,16.
Istoria descoperirilor
Cel mai important compus chimic al clorului - sarea de masă (formula chimică NaCl, denumire chimică clorură de sodiu) - este cunoscut omului încă din cele mai vechi timpuri. Există dovezi că extracția sării de masă a fost efectuată încă din 3-4 mii de ani î.Hr. în Libia. Este posibil ca, folosind sarea de masă pentru diverse manipulări, alchimiștii să fi întâlnit și clor gazos. Pentru a dizolva „regele metalelor” – aurul – au folosit „aqua regia” – un amestec de acizi clorhidric și acizi azotic, a căror interacțiune eliberează clor.
Pentru prima dată, clorul gazos a fost obținut și descris în detaliu de chimistul suedez K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm)în 1774. A încălzit acidul clorhidric cu piroluzitul mineral (cm. PIROLUZIT) MnO 2 și a observat evoluția unui gaz galben-verde cu miros înțepător. Întrucât în ​​acele vremuri domina teoria flogistului (cm. PHLOGISTON), Scheele a considerat noul gaz drept „acid clorhidric deflogistinat”, adică ca un oxid (oxid) al acidului clorhidric. A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) considerat gaz ca un oxid al elementului „muria” (acidul clorhidric se numea acid muriic, din latinescul muria – saramură). Același punct de vedere a fost împărtășit pentru prima dată de savantul englez G. Davy (cm. DEVI Humphrey), care a petrecut mult timp descompunând „oxidul de murium” în substanțe simple. Nu a reușit, iar până în 1811 Davy a ajuns la concluzia că acest gaz este o substanță simplă și îi corespunde un element chimic. Davy a fost primul care a propus, în conformitate cu culoarea galben-verzuie a gazului, să-l numească clor (clor). Numele de „clor” a fost dat elementului în 1812 de chimistul francez J. L. Gay-Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); este acceptat in toate tarile cu exceptia Marii Britanii si SUA, unde s-a pastrat numele introdus de Davy. S-a sugerat că acest element ar trebui numit „halogen” (adică producerea de săruri), dar în cele din urmă a devenit numele comun pentru toate elementele grupului VIIA.
Fiind în natură
Conținutul de clor din scoarța terestră este de 0,013% în masă, într-o concentrație notabilă este prezent în apa de mare sub formă de ion de Cl (în medie, aproximativ 18,8 g/l). Din punct de vedere chimic, clorul este foarte activ și, prin urmare, nu apare sub formă liberă în natură. Face parte din astfel de minerale care formează depozite mari, cum ar fi sarea de masă sau gema (halit (cm. HALITE)) NaCl, carnalită (cm. CARNALIT) KCI MgCI26H210, silvit (cm. SILVIN) KCI, silvinită (Na, K)CI, kainită (cm. cainita) KCI MgS043H20, bischofit (cm. EPISCOFIT) MgCl26H20 şi mulţi alţii. Clorul poate fi găsit într-o varietate de roci, în sol.
chitanta
Pentru a obține clor gazos, se folosește electroliza unei soluții apoase puternice de NaCl (uneori se folosește KCl). Electroliza se realizează folosind o membrană schimbătoare de cationi care separă spațiile catodice și anodice. În același timp, prin proces
2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2
se obțin simultan trei produse chimice valoroase: la anod - clor, la catod - hidrogen (cm. HIDROGEN), iar alcalii se acumulează în celulă (1,13 tone de NaOH pentru fiecare tonă de clor produsă). Producția de clor prin electroliză necesită cheltuieli mari de energie electrică: de la 2,3 la 3,7 MW se cheltuiește pentru obținerea a 1 tonă de clor.
Pentru a obține clor în laborator, reacția acidului clorhidric concentrat cu un agent oxidant puternic (permanganat de potasiu KMnO 4, dicromat de potasiu K 2 Cr 2 O 7, clorat de potasiu KClO 3 , înălbitor CaClOCl, oxid de mangan (IV) MnO 2) este folosit. Cel mai convenabil este să utilizați permanganat de potasiu în aceste scopuri: în acest caz, reacția se desfășoară fără încălzire:
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2O.
Dacă este necesar, clorul sub formă lichefiată (sub presiune) este transportat în rezervoare de cale ferată sau în cilindri de oțel. Cilindrii de clor au un marcaj special, dar chiar și în absența unui astfel de cilindru de clor, este ușor să îl deosebești de buteliile cu alte gaze netoxice. Fundul cilindrilor de clor are forma unei emisfere, iar un cilindru cu clor lichid nu poate fi așezat vertical fără suport.
Proprietati fizice si chimice
În condiții normale, clorul este un gaz galben-verde, densitatea gazului la 25 ° C este de 3,214 g / dm 3 (de aproximativ 2,5 ori densitatea aerului). Punctul de topire al clorului solid este -100,98°C, punctul de fierbere este -33,97°C. Potențialul standard al electrodului Cl 2 /Cl - într-o soluție apoasă este de +1,3583 V.
În stare liberă, există sub formă de molecule diatomice de Cl 2. Distanța internucleară în această moleculă este de 0,1987 nm. Afinitatea electronică a moleculei de Cl 2 este de 2,45 eV, potențialul de ionizare este de 11,48 eV. Energia de disociere a moleculelor de Cl 2 în atomi este relativ scăzută și se ridică la 239,23 kJ/mol.
Clorul este ușor solubil în apă. La o temperatură de 0°C, solubilitatea este de 1,44% în greutate, la 20°C - 0,711°C% în greutate, la 60°C - 0,323% în greutate. %. O soluție de clor în apă se numește apă cu clor. Echilibrul se stabilește în apa cu clor:
CI2 + H20H+ = CI-+ HOCl.
Pentru a deplasa acest echilibru la stânga, adică pentru a reduce solubilitatea clorului în apă, ar trebui adăugat în apă fie clorură de sodiu NaCl, fie un acid puternic nevolatil (de exemplu, sulfuric).
Clorul este foarte solubil în multe lichide nepolare. Clorul lichid însuși servește ca solvent pentru substanțe precum Bcl 3 , SiCl 4 , TiCl 4 .
Datorită energiei scăzute de disociere a moleculelor de Cl 2 în atomi și a afinității electronice mari a atomului de clor, clorul este foarte activ din punct de vedere chimic. Intră în interacțiune directă cu majoritatea metalelor (inclusiv, de exemplu, aurul) și multe nemetale. Deci, fără încălzire, clorul reacționează cu alcalinul (cm. METALE ALCALINE)și metale alcalino-pământoase (cm. METALELE ALCALINĂ PĂMINTOSE), cu antimoniu:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Când este încălzit, clorul reacţionează cu aluminiul:
3CI2 + 2Al = 2A1CI3
si fierul de calcat:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
Clorul reacționează cu hidrogenul H 2 fie când este aprins (clorul arde liniștit într-o atmosferă de hidrogen), fie când un amestec de clor și hidrogen este iradiat cu lumină ultravioletă. În acest caz, se formează clorură de hidrogen gazos HCI:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl.
O soluție de acid clorhidric în apă se numește clorhidric (cm. ACID CLORHIDRIC)(acid clorhidric. Concentrația maximă în masă a acidului clorhidric este de aproximativ 38%. Săruri ale acidului clorhidric - cloruri (cm. cloruri) de exemplu, clorură de amoniu NH4CI, clorură de calciu CaCl2, clorură de bariu BaCl2 şi altele. Multe cloruri sunt foarte solubile în apă. Practic insolubil în apă și în soluții apoase acide de clorură de argint AgCl. O reacție calitativă la prezența ionilor de clorură într-o soluție este formarea unui precipitat alb de AgCl cu ioni Ag +, care este practic insolubil într-un mediu de acid azotic:
CaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl.
La temperatura camerei, clorul reacţionează cu sulful (se formează aşa-numita monoclorură de sulf S 2 Cl 2) şi cu fluorul (se formează compuşii ClF şi ClF 3). Când este încălzit, clorul interacționează cu fosforul (în funcție de condițiile de reacție se formează compuși PCl 3 sau PCl 5), arsenul, borul și alte nemetale. Clorul nu reacționează direct cu oxigenul, azotul, carbonul (se obțin indirect numeroși compuși ai clorului cu aceste elemente) și gazele inerte (recent, oamenii de știință au găsit modalități de a activa astfel de reacții și de a le desfășura „direct”). Cu alți halogeni, clorul formează compuși interhalogeni, de exemplu, agenți oxidanți foarte puternici - fluorurile ClF, ClF 3, ClF 5. Puterea de oxidare a clorului este mai mare decât cea a bromului, astfel încât clorul înlocuiește ionul de bromură din soluțiile de bromură, de exemplu:
Cl 2 + 2NaBr \u003d Br 2 + 2NaCl
Clorul intră în reacții de substituție cu mulți compuși organici, de exemplu, cu metanul CH4 și benzenul C6H6:
CH4 + CI2 = CH3CI + Hcl sau C6H6 + CI2 = C6H5CI + Hcl.
Molecula de clor este capabilă să adauge legături multiple (duble și triple) compușilor organici, de exemplu, la etilena C 2 H 4:
C2H4 + CI2 = CH2CICH2CI.
Clorul interacționează cu soluțiile apoase de alcalii. Dacă reacția are loc la temperatura camerei, atunci se formează clorură (de exemplu, clorură de potasiu KCl) și hipoclorit. (cm. HIPOCLORIȚI)(de exemplu, hipoclorit de potasiu KClO):
Cl2 + 2KOH \u003d KClO + KCl + H2O.
Când clorul interacționează cu o soluție alcalină fierbinte (temperatura de aproximativ 70-80 ° C), se formează clorura și cloratul corespunzătoare. (cm. CLORAȚI), De exemplu:
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KSl + KClO 3 + 3H 2 O.
Când clorul interacționează cu o suspensie umedă de hidroxid de calciu Ca (OH) 2, se formează înălbitor (cm. pulbere de albire)(„albitor”) CaClOCl.
Starea de oxidare a clorului +1 corespunde unui acid hipocloros slab, instabil (cm. acid hipocloros) HClO. Sărurile sale sunt hipocloriți, de exemplu, NaClO este hipoclorit de sodiu. Hipocloriții sunt cei mai puternici oxidanți și sunt utilizați pe scară largă ca agenți de albire și dezinfectare. Atunci când hipocloriții, în special înălbitorul, interacționează cu dioxidul de carbon CO 2 , printre alte produse se formează acid hipocloros volatil. (cm. acid hipocloros), care se poate descompune cu eliberarea de oxid de clor (I) Cl 2 O:
2HClO \u003d Cl2O + H2O.
Mirosul acestui gaz, Cl 2 O, este mirosul caracteristic al înălbitorului.
Starea de oxidare a clorului +3 corespunde unui acid slab stabil cu putere medie HclO 2. Acest acid se numește clorură, sărurile sale sunt cloriți. (cm. CLORIȚI (săruri)), de exemplu, NaClO 2 - clorit de sodiu.
Starea de oxidare a clorului +4 corespunde unui singur compus - dioxid de clor СlО 2.
Starea de oxidare a clorului +5 corespunde acidului cloric puternic, stabil doar în soluții apoase la o concentrație sub 40% (cm. acid hipocloros) HCI03. Sărurile sale sunt clorații, de exemplu, cloratul de potasiu KClO 3 .
Starea de oxidare a clorului +6 corespunde unui singur compus - trioxidul de clor СlО 3 (există sub forma unui dimer Сl 2 О 6).
Starea de oxidare a clorului +7 corespunde unui acid percloric foarte puternic și destul de stabil. (cm. ACID PERCLORIC) HCI04. Sărurile sale sunt perclorații (cm. PERCLORAȚI) de exemplu, perclorat de amoniu NH4Cl04 sau perclorat de potasiu KCl04. Trebuie remarcat faptul că perclorații de metale alcaline grele - potasiu, și în special rubidiu și cesiu sunt ușor solubili în apă. Oxid corespunzător stării de oxidare a clorului +7 - Cl 2 O 7.
Dintre compușii care conțin clor în stări pozitive de oxidare, hipocloriții au cele mai puternice proprietăți oxidante. Pentru perclorați, proprietățile oxidante sunt necaracteristice.
Aplicație
Clorul este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice. Producția sa mondială este de zeci de milioane de tone pe an. Clorul este folosit pentru a produce dezinfectanți și agenți de înălbire (hipoclorit de sodiu, înălbitor și altele), acid clorhidric, cloruri ale multor metale și nemetale, multe materiale plastice (policlorura de vinil). (cm. clorura de polivinil)și altele), solvenți cu conținut de clor (dicloretan CH 2 ClCH 2 Cl, tetraclorură de carbon CCl 4 etc.), pentru deschiderea minereurilor, separarea și purificarea metalelor etc. Clorul este folosit pentru a dezinfecta apa (cm. CLORARE)) și pentru multe alte scopuri.
Rolul biologic
Clorul este unul dintre cele mai importante elemente biogene (cm. ELEMENTE BIOGENICE)și se găsește în toate organismele vii. Unele plante, așa-numitele halofite, nu numai că sunt capabile să crească pe soluri foarte sărate, dar și să acumuleze cloruri în cantități mari. Sunt cunoscute microorganisme (halobacterii etc.) si animale care traiesc in conditii de salinitate ridicata a mediului. Clorul este unul dintre elementele principale ale metabolismului apă-sare al animalelor și oamenilor, care determină procesele fizico-chimice din țesuturile organismului. Este implicat în menținerea echilibrului acido-bazic în țesuturi, osmoreglare (cm. REGLEMENTARE OSMO)(clorul este principala substanță osmotic activă a sângelui, limfei și a altor fluide corporale), fiind în principal în afara celulelor. La plante, clorul este implicat în reacții oxidative și fotosinteză.
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.
Caracteristici ale lucrului cu clor
Clorul este un gaz sufocant otrăvitor care, dacă pătrunde în plămâni, provoacă o arsură a țesutului pulmonar, sufocare. Are un efect iritant asupra tractului respirator la o concentrație în aer de aproximativ 0,006 mg/l. Clorul a fost una dintre primele otrăvuri chimice (cm. SUBSTANȚE Otrăvitoare) folosit 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 al clorului în aerul spațiilor de lucru este de 1 mg/m 3 , în aerul tasărilor de 0,03 mg/m 3 .

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 un miros 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, doar câțiva își pot permite 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.