Fysiske egenskaper til klor. Klor: egenskaper, anvendelse, produksjon

I naturen forekommer klor i gassform og bare i form av forbindelser med andre gasser. Under forhold nær det normale er det en giftig, etsende gass med en grønnaktig farge. Har mer vekt enn luft. Har en søt lukt. Et klormolekyl inneholder to atomer. I en rolig tilstand brenner den ikke, men ved høye temperaturer samhandler den med hydrogen, hvoretter en eksplosjon er mulig. Som et resultat frigjøres fosgengass. Veldig giftig. Så selv ved lave konsentrasjoner i luften (0,001 mg per 1 dm 3) kan det forårsake død. klor angir at det er tyngre enn luft, derfor vil det alltid være plassert nær gulvet i form av en gulgrønn dis.

Historiske fakta

For første gang i praksis ble dette stoffet oppnådd av K. Scheeley i 1774 ved å kombinere saltsyre og pyrolusitt. Men først i 1810 var P. Davy i stand til å karakterisere klor og fastslå at det er et eget kjemisk element.

Det er verdt å merke seg at han i 1772 var i stand til å skaffe hydrogenklorid, en forbindelse av klor og hydrogen, men kjemikeren klarte ikke å skille disse to grunnstoffene.

Kjemiske egenskaper av klor

Klor er et kjemisk element i hovedundergruppen til gruppe VII i det periodiske systemet. Den er i den tredje perioden og har atomnummer 17 (17 protoner i atomkjernen). Kjemisk aktiv ikke-metall. Angitt med bokstavene Cl.

Det er en typisk representant for gasser som ikke har noen farge, men som har en skarp, skarp lukt. Vanligvis giftig. Alle halogener er godt fortynnet i vann. Når de utsettes for fuktig luft, begynner de å røyke.

Den eksterne elektroniske konfigurasjonen av Cl-atomet er 3s2Зр5. Derfor, i forbindelser, viser et kjemisk element oksidasjonsnivåer på -1, +1, +3, +4, +5, +6 og +7. Atomets kovalente radius er 0,96 Å, ionradiusen til Cl- er 1,83 Å, atomelektronaffiniteten er 3,65 eV, ioniseringsnivået er 12,87 eV.

Som nevnt ovenfor er klor et ganske aktivt ikke-metall, noe som gjør det mulig å lage forbindelser med nesten alle metaller (i noen tilfeller ved bruk av varme eller fuktighet, fortrengning av brom) og ikke-metaller. I pulverform reagerer den kun med metaller når den utsettes for høye temperaturer.

Maksimal forbrenningstemperatur er 2250 °C. Med oksygen kan det danne oksider, hypokloritt, kloritt og klorat. Alle forbindelser som inneholder oksygen blir eksplosive når de interagerer med oksiderende stoffer. Det er verdt å merke seg at de kan eksplodere vilkårlig, mens klorater eksploderer bare når de utsettes for noen initiatorer.

Kjennetegn på klor etter posisjon i det periodiske systemet:

Enkelt stoff;
. element i den syttende gruppen av det periodiske systemet;
. tredje periode i tredje rad;
. syvende gruppe av hovedundergruppen;
. atomnummer 17;
. betegnet med symbolet Cl;
. reaktiv ikke-metall;
. er i halogengruppen;
. under forhold nær det normale er det en giftig gass med en gulgrønn farge med en skarp lukt;
. et klormolekyl har 2 atomer (formel Cl 2).

Fysiske egenskaper til klor:

Kokepunkt: -34,04 °C;
. smeltepunkt: -101,5 °C;
. tetthet i gassform - 3,214 g/l;
. tetthet av flytende klor (i løpet av kokeperioden) - 1,537 g/cm3;
. tetthet av fast klor - 1,9 g/cm3;
. spesifikt volum - 1,745 x 10 -3 l/g.

Klor: egenskaper ved temperaturendringer

I gassform har den en tendens til å bli flytende lett. Ved et trykk på 8 atmosfærer og en temperatur på 20 ° C ser det ut som en grønngul væske. Har svært høye korrosive egenskaper. Som praksis viser, kan dette kjemiske elementet opprettholde en flytende tilstand opp til en kritisk temperatur (143 ° C), utsatt for økt trykk.

Hvis den avkjøles til en temperatur på -32 ° C, vil den endres til væske uavhengig av atmosfærisk trykk. Med en ytterligere reduksjon i temperaturen skjer krystallisering (ved -101 ° C).

Klor i naturen

Jordskorpen inneholder kun 0,017 % klor. Hovedtyngden finnes i vulkanske gasser. Som nevnt ovenfor har stoffet stor kjemisk aktivitet, som et resultat av at det finnes i naturen i forbindelser med andre elementer. Imidlertid inneholder mange mineraler klor. Egenskapene til elementet tillater dannelsen av rundt hundre forskjellige mineraler. Som regel er dette metallklorider.

Dessuten finnes en stor mengde av det i verdenshavet - nesten 2%. Dette skyldes det faktum at klorider oppløses veldig aktivt og bæres av elver og hav. Den omvendte prosessen er også mulig. Kloret skylles tilbake på land, og deretter bærer vinden det rundt i området rundt. Det er grunnen til at dens største konsentrasjon er observert i kystsoner. I de tørre områdene på planeten dannes gassen vi vurderer gjennom fordampning av vann, som et resultat av at saltmyrer oppstår. Rundt 100 millioner tonn av dette stoffet utvinnes årlig i verden. Noe som imidlertid ikke er overraskende, for det er mange forekomster som inneholder klor. Dens egenskaper avhenger imidlertid i stor grad av dens geografiske plassering.

Metoder for å produsere klor

I dag finnes det en rekke metoder for å produsere klor, hvorav de vanligste er følgende:

1. Diafragma. Det er det enkleste og minst kostbare. Saltoppløsningen i diafragmaelektrolyse kommer inn i anoderommet. Deretter strømmer den gjennom stålkatodegitteret inn i membranen. Den inneholder en liten mengde polymerfibre. En viktig funksjon ved denne enheten er motstrøm. Den er rettet fra anoderommet til katoderommet, noe som gjør det mulig å oppnå klor og alkalier separat.

2. Membran. Den mest energieffektive, men vanskelig å implementere i en organisasjon. Ligner på diafragma. Forskjellen er at anode- og katoderommet er fullstendig atskilt av en membran. Derfor er utgangen to separate strømmer.

Det er verdt å merke seg at egenskapene til kjemikaliet element (klor) oppnådd ved disse metodene vil være annerledes. Membranmetoden anses å være mer "ren".

3. Kvikksølvmetode med flytende katode. Sammenlignet med andre teknologier lar dette alternativet deg få det reneste klor.

Grunnskjemaet for installasjonen består av en elektrolysator og en sammenkoblet pumpe og amalgamnedbryter. Kvikksølvet som pumpes sammen med en løsning av bordsalt tjener som katode, og karbon- eller grafittelektroder tjener som anode. Driftsprinsippet for installasjonen er som følger: klor frigjøres fra elektrolytten, som fjernes fra elektrolysatoren sammen med anolytten. Urenheter og gjenværende klor fjernes fra sistnevnte, gjenmettes med halitt og returneres til elektrolyse.

Industrielle sikkerhetskrav og ulønnsom produksjon førte til at den flytende katoden ble erstattet med en solid.

Bruk av klor til industrielle formål

Egenskapene til klor gjør at det kan brukes aktivt i industrien. Ved hjelp av dette kjemiske elementet oppnås forskjellige (vinylklorid, klorgummi, etc.) medisiner og desinfeksjonsmidler. Men den største nisjen i industrien er produksjon av saltsyre og kalk.

Metoder for å rense drikkevann er mye brukt. I dag prøver de å gå bort fra denne metoden og erstatte den med ozonering, siden stoffet vi vurderer påvirker menneskekroppen negativt, og klorvann ødelegger rørledninger. Dette skyldes det faktum at Cl i fri tilstand har en skadelig effekt på rør laget av polyolefiner. Imidlertid foretrekker de fleste land kloreringsmetoden.

Klor brukes også i metallurgi. Med dens hjelp oppnås en rekke sjeldne metaller (niob, tantal, titan). I den kjemiske industrien brukes ulike organiske klorforbindelser aktivt for å bekjempe ugress og til andre landbruksformål brukes grunnstoffet også som blekemiddel.

På grunn av sin kjemiske struktur ødelegger klor de fleste organiske og uorganiske fargestoffer. Dette oppnås ved å bleke dem fullstendig. Dette resultatet er bare mulig i nærvær av vann, fordi misfargingsprosessen oppstår på grunn av den som dannes etter nedbrytning av klor: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Denne metoden fant anvendelse et par av århundrer siden og er fortsatt populær i dag.

Bruken av dette stoffet for produksjon av organoklorinsekticider er veldig populært. Disse landbruksproduktene dreper skadelige organismer mens de lar plantene være intakte. En betydelig del av alt klor som produseres på planeten brukes til landbruksbehov.

Det brukes også i produksjon av plastblandinger og gummi. De brukes til å lage ledningsisolasjon, kontorrekvisita, utstyr, hus for husholdningsapparater osv. Det er en oppfatning at gummi oppnådd på denne måten er skadelig for mennesker, men dette er ikke bekreftet av vitenskapen.

Det er verdt å merke seg at klor (egenskapene til stoffet ble beskrevet i detalj av oss tidligere) og dets derivater, som sennepsgass og fosgen, også brukes til militære formål for å produsere kjemiske krigføringsmidler.

Klor som en lys representant for ikke-metaller

Ikke-metaller er enkle stoffer som inkluderer gasser og væsker. I de fleste tilfeller leder de elektrisitet dårligere enn metaller og har betydelige forskjeller i fysiske og mekaniske egenskaper. Ved hjelp av et høyt ioniseringsnivå er de i stand til å danne kovalente kjemiske forbindelser. Nedenfor vil vi gi en beskrivelse av et ikke-metall som bruker klor som eksempel.

Som nevnt ovenfor er dette kjemiske elementet en gass. Under normale forhold mangler den fullstendig egenskaper som ligner på metaller. Uten hjelp utenfra kan den ikke samhandle med oksygen, nitrogen, karbon osv. Den viser sine oksiderende egenskaper i forbindelse med enkle stoffer og noen komplekse. Det er et halogen, som tydelig gjenspeiles i dets kjemiske egenskaper. I kombinasjon med andre representanter for halogener (brom, astatin, jod), fortrenger det dem. I gassform er klor (dets egenskaper er direkte bekreftelse på dette) svært løselig. Er et utmerket desinfeksjonsmiddel. Den dreper bare levende organismer, noe som gjør den uunnværlig i landbruk og medisin.

Brukes som et giftig stoff

Egenskapene til kloratomet gjør det mulig å bruke det som et giftig middel. Gass ble først brukt av Tyskland 22. april 1915 under første verdenskrig, som et resultat av at rundt 15 tusen mennesker døde. For øyeblikket er det ikke aktuelt.

La oss gi en kort beskrivelse av det kjemiske elementet som et kvelningsmiddel. Påvirker menneskekroppen gjennom kvelning. Først irriterer det de øvre luftveiene og slimhinnen i øynene. En alvorlig hoste begynner med anfall av kvelning. Videre trenger gassen inn i lungene, og korroderer lungevevet, noe som fører til ødem. Viktig! Klor er et hurtigvirkende stoff.

Avhengig av konsentrasjonen i luften varierer symptomene. Ved lave nivåer opplever en person rødhet i slimhinnen i øynene og mild kortpustethet. Et innhold på 1,5-2 g/m 3 i atmosfæren gir tyngde og skarpe opplevelser i brystet, skarpe smerter i øvre luftveier. Tilstanden kan også være ledsaget av alvorlig tåreflåd. Etter 10-15 minutters opphold i et rom med en slik konsentrasjon av klor, oppstår alvorlige lungeforbrenninger og død. Ved tettere konsentrasjoner er døden mulig innen et minutt fra lammelse av de øvre luftveiene.

Klor i livet til organismer og planter

Klor finnes i nesten alle levende organismer. Det særegne er at det ikke er til stede i ren form, men i form av forbindelser.

I dyre- og menneskelige organismer opprettholder klorioner osmotisk likhet. Dette skyldes at de har den best egnede radiusen for penetrering i membranceller. Sammen med kaliumioner regulerer Cl vann-saltbalansen. I tarmen skaper klorioner et gunstig miljø for virkningen av proteolytiske enzymer av magesaft. Klorkanaler finnes i mange celler i kroppen vår. Gjennom dem skjer det intercellulær utveksling av væsker og pH i cellen opprettholdes. Omtrent 85 % av det totale volumet av dette elementet i kroppen ligger i det intercellulære rommet. Det elimineres fra kroppen gjennom urinrøret. Produsert av kvinnekroppen under amming.

På dette stadiet av utviklingen er det vanskelig å si utvetydig hvilke sykdommer som er provosert av klor og dets forbindelser. Dette skyldes mangel på forskning på dette området.

Klorioner er også tilstede i planteceller. Han deltar aktivt i energimetabolismen. Uten dette elementet er prosessen med fotosyntese umulig. Med sin hjelp absorberer røttene aktivt de nødvendige stoffene. Men en høy konsentrasjon av klor i planter kan ha en skadelig effekt (forsinke prosessen med fotosyntese, stoppe utvikling og vekst).

Imidlertid er det representanter for floraen som var i stand til å "få venner" eller i det minste komme overens med dette elementet. Egenskapene til et ikke-metall (klor) inneholder et slikt element som et stoffs evne til å oksidere jord. I evolusjonsprosessen okkuperte de ovennevnte plantene, kalt halofytter, tomme saltmyrer, som var tomme på grunn av en overflod av dette elementet. De absorberer klorioner, og blir deretter kvitt dem ved hjelp av løvfall.

Transport og lagring av klor

Det er flere måter å flytte og lagre klor på. Egenskapene til elementet krever spesielle høytrykkssylindere. Slike beholdere har en identifikasjonsmerking - en vertikal grønn linje. Sylindere må vaskes grundig hver måned. Når klor lagres i lang tid, dannes det et svært eksplosivt bunnfall - nitrogentriklorid. Manglende overholdelse av alle sikkerhetsregler kan føre til spontan antennelse og eksplosjon.

Klorstudie

Fremtidige kjemikere bør kjenne til egenskapene til klor. Etter planen kan 9. klassinger til og med gjennomføre laboratorieforsøk med dette stoffet basert på grunnleggende kunnskap om faget. Læreren er naturligvis forpliktet til å gi sikkerhetsinstrukser.

Arbeidsprosedyren er som følger: du må ta en kolbe med klor og helle små metallspon i den. I flukt vil sponene blusse opp med skarpe lysgnister og samtidig dannes det lett hvit SbCl 3-røyk. Når tinnfolie senkes ned i et kar med klor, vil det også selvantenne, og flammende snøflak vil sakte falle til bunnen av kolben. Under denne reaksjonen dannes det en røykfylt væske - SnCl 4. Når jernspon legges i et kar, vil det dannes røde "dråper" og rød FeCl 3-røyk vises.

Sammen med praktisk arbeid gjentas teori. Spesielt et slikt spørsmål som egenskapene til klor etter posisjon i det periodiske systemet (beskrevet i begynnelsen av artikkelen).

Som et resultat av eksperimenter viser det seg at elementet aktivt reagerer på organiske forbindelser. Hvis du legger bomullsull, tidligere dynket i terpentin, i en krukke med klor, vil den umiddelbart antennes og sot vil plutselig falle ut av kolben. Natrium ulmer spektakulært med en gulaktig flamme, og saltkrystaller vises på veggene til kjemikaliebeholderen. Det vil være interessant for studenter å vite at mens han fortsatt var en ung kjemiker, N. N. Semenov (senere nobelprisvinner), etter å ha utført et slikt eksperiment, samlet han salt fra veggene i kolben og spiste det på brød. Kjemi viste seg å være riktig og sviktet ikke forskeren. Som et resultat av eksperimentet utført av kjemikeren, ble det faktisk vanlig bordsalt!

DEFINISJON

Klor er i den tredje perioden av VII-gruppen til hoved(A) undergruppen i det periodiske systemet.

Tilhører elementer i p-familien. Ikke-metall. De ikke-metalliske elementene som inngår i denne gruppen kalles samlet halogener. Betegnelse - Cl. Serienummer - 17. Relativ atommasse - 35.453 amu.

Elektronisk struktur av kloratomet

Kloratomet består av en positivt ladet kjerne (+17), bestående av 17 protoner og 18 nøytroner, rundt hvilke 17 elektroner beveger seg i 3 baner.

Figur 1. Skjematisk struktur av kloratomet.

Fordelingen av elektroner mellom orbitaler er som følger:

17Cl) 2) 8) 7;

1s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 5 .

Det ytre energinivået til kloratomet inneholder syv elektroner, som alle regnes som valenselektroner. Energidiagrammet for grunntilstanden har følgende form:

Tilstedeværelsen av ett uparet elektron indikerer at klor er i stand til å vise +1 oksidasjonstilstand. Flere spente stater er også mulig på grunn av tilstedeværelsen av ledige 3 d-orbitaler. Først blir elektroner 3 dampet s-undernivå og okkupere gratis d-orbitaler, og deretter - elektroner 3 s-undernivå:

Dette forklarer tilstedeværelsen av klor i ytterligere tre oksidasjonstilstander: +3, +5 og +7.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Gitt to grunnstoffer med atomladninger Z=17 og Z=18. Det enkle stoffet som dannes av det første elementet er en giftig gass med en skarp lukt, og den andre er en ikke-giftig, luktfri, ikke-respiratorisk gass. Skriv de elektroniske formlene for atomene til begge grunnstoffene. Hvilken produserer en giftig gass?
Løsning	De elektroniske formlene til de gitte elementene vil bli skrevet som følger: 17 Z 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 5 ; 18 Z 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 6 . Ladningen på kjernen til et atom til et kjemisk grunnstoff er lik atomnummeret i det periodiske systemet. Derfor er det klor og argon. To kloratomer danner et molekyl av et enkelt stoff - Cl 2, som er en giftig gass med en skarp lukt
Svar	Klor og argon.

Klor(lat. Klor), Cl, kjemisk element av gruppe VII i det periodiske systemet til Mendeleev, atomnummer 17, atommasse 35.453; tilhører halogenfamilien. Under normale forhold (0°C, 0,1 Mn/m2 eller 1 kgf/cm2) er det en gulgrønn gass med en skarp irriterende lukt. Naturlig klor består av to stabile isotoper: 35 Cl (75,77 %) og 37 Cl (24,23 %). Radioaktive isotoper med massetall 31-47 er kunstig oppnådd, spesielt: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 med halveringstider (T ½) henholdsvis 0,31; 2,5; 1,56 sek; 3,1·10 5 år; 37,3, 55,5 og 1,4 min. 36 Cl og 38 Cl brukes som isotopiske sporstoffer.

Historisk referanse. Klor ble først oppnådd i 1774 av K. Scheele ved å reagere saltsyre med pyrolusitt MnO 2 . Men først i 1810 etablerte G. Davy at klor er et grunnstoff og kalte det klor (fra det greske chloros - gulgrønt). I 1813 foreslo JL Gay-Lussac navnet klor for dette elementet.

Fordeling av klor i naturen. Klor forekommer i naturen bare i form av forbindelser. Gjennomsnittlig innhold av klor i jordskorpen (clarke) er 1,7·10 -2 masse%, i sure magmatiske bergarter - granitter og andre - 2,4·10 -2, i basiske og ultrabasiske bergarter 5·10 -3. Hovedrollen i historien til klor i jordskorpen spilles av vannvandring. I form av Cl-ion finnes det i verdenshavet (1,93%), underjordiske saltlaker og saltsjøer. Antallet av sine egne mineraler (hovedsakelig naturlige klorider) er 97, det viktigste er halitt NaCl (bergsalt). Store forekomster av kalium- og magnesiumklorider og blandede klorider er også kjent: sylvinitt KCl, sylvinitt (Na,K)Cl, karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitt KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofitt MgCl 2 6H 2 O I historien av jorden var tilførselen av HCl inneholdt i vulkanske gasser til de øvre delene av jordskorpen av stor betydning.

Fysiske egenskaper til klor. Klor har et kokepunkt på -34,05°C, et smeltepunkt på -101°C. Tettheten av klorgass under normale forhold er 3,214 g/l; mettet damp ved 0°C 12,21 g/l; flytende klor ved et kokepunkt på 1,557 g/cm3; fast klor ved -102°C 1,9 g/cm3. Mettet damptrykk av klor ved 0°C 0,369; ved 25°C 0,772; ved 100°C henholdsvis 3,814 Mn/m2 eller 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Fusjonsvarme 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); fordampningsvarme 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Varmekapasiteten til gass ved konstant trykk er 0,48 kJ/(kg K). Kritiske konstanter for klor: temperatur 144°C, trykk 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), tetthet 573 g/l, spesifikt volum 1,745·10 -3 l/g. Løselighet (i g/l) av klor ved et partialtrykk på 0,1 Mn/m2, eller 1 kgf/cm2, i vann 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); i en løsning av 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Under 9,6°C dannes klorhydrater med variabel sammensetning Cl2·nH20 (hvor n = 6-8) i vandige løsninger; Dette er gule kubiske krystaller som brytes ned med økende temperatur til klor og vann. Klor er svært løselig i TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 og noen organiske løsningsmidler (spesielt heksan C 6 H 14 og karbontetraklorid CCl 4). Klormolekylet er diatomisk (Cl 2). Graden av termisk dissosiasjon av Cl 2 + 243 kJ = 2Cl ved 1000 K er 2,07·10 -4 %, ved 2500 K 0,909 %.

Kjemiske egenskaper til klor. Ekstern elektronisk konfigurasjon av Cl 3s 2 Sp 5-atomet. I samsvar med dette viser klor i forbindelser oksidasjonstilstander på -1, +1, +3, +4, +5, +6 og +7. Atomets kovalente radius er 0,99Å, ionradiusen til Cl er 1,82Å, elektronaffiniteten til kloratomet er 3,65 eV, og ioniseringsenergien er 12,97 eV.

Kjemisk er klor veldig aktivt, kombineres direkte med nesten alle metaller (med noen bare i nærvær av fuktighet eller ved oppvarming) og med ikke-metaller (unntatt karbon, nitrogen, oksygen, inerte gasser), danner de tilsvarende kloridene, reagerer med mange forbindelser, erstatter hydrogen i mettede hydrokarboner og forener umettede forbindelser. Klor fortrenger brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller; Av forbindelsene av klor med disse elementene er det erstattet av fluor. Alkalimetaller i nærvær av spor av fuktighet reagerer med klor med antennelse; de ​​fleste metaller reagerer med tørr klor bare når de varmes opp. Stål, så vel som noen metaller, er motstandsdyktige i en atmosfære av tørr klor ved lave temperaturer, så de brukes til produksjon av utstyr og lagringsanlegg for tørr klor. Fosfor antennes i en atmosfære av klor, og danner PCl 3, og med ytterligere klorering - PCl 5; svovel med klor ved oppvarming gir S 2 Cl 2, SCl 2 og andre S n Cl m. Arsen, antimon, vismut, strontium, tellur samhandler kraftig med klor. En blanding av klor og hydrogen brenner med en fargeløs eller gulgrønn flamme med dannelse av hydrogenklorid (dette er en kjedereaksjon).

Maksimal temperatur på hydrogen-klorflammen er 2200°C. Blandinger av klor med hydrogen som inneholder fra 5,8 til 88,5 % H 2 er eksplosive.

Med oksygen danner Klor oksider: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, samt hypokloritt (salter av underklorsyre), kloritt, klorat og perklorat. Alle oksygenforbindelser av klor danner eksplosive blandinger med lett oksiderte stoffer. Kloroksider er svakt stabile og kan spontant eksplodere under lagring;

Klor i vann hydrolyserer og danner hypoklorsyre og saltsyre: Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. Når vandige løsninger av alkalier kloreres i kulde, dannes hypokloritt og klorid: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O, og ved oppvarming dannes klorater. Klorering av tørt kalsiumhydroksid produserer blekemiddel.

Når ammoniakk reagerer med klor, dannes nitrogentriklorid. Ved klorering av organiske forbindelser erstatter klor enten hydrogen eller forbinder flere bindinger, og danner forskjellige klorholdige organiske forbindelser.

Klor danner interhalogenforbindelser med andre halogener. Fluorider ClF, ClF 3, ClF 3 er svært reaktive; for eksempel, i en CLF 3-atmosfære, antennes glassull spontant. Kjente forbindelser av klor med oksygen og fluor er kloroksyfluorider: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 og fluorperklorat FClO 4.

Får klor. Klor begynte å bli produsert industrielt i 1785 ved å reagere saltsyre med mangan (II) oksid eller pyrolusitt. I 1867 utviklet den engelske kjemikeren G. Deacon en metode for å produsere klor ved å oksidere HCl med atmosfærisk oksygen i nærvær av en katalysator. Siden slutten av 1800- og begynnelsen av 1900-tallet har klor blitt produsert ved elektrolyse av vandige løsninger av alkalimetallklorider. Disse metodene produserer 90-95% av klor i verden. Små mengder klor oppnås biprodukt ved produksjon av magnesium, kalsium, natrium og litium ved elektrolyse av smeltede klorider. To hovedmetoder for elektrolyse av vandige løsninger av NaCl brukes: 1) i elektrolysatorer med en solid katode og en porøs filtermembran; 2) i elektrolysatorer med kvikksølvkatode. I begge metodene frigjøres klorgass på en grafitt- eller oksyd-titan-rutenium-anode. I henhold til den første metoden frigjøres hydrogen ved katoden og det dannes en løsning av NaOH og NaCl, hvorfra kommersiell kaustisk soda separeres ved etterfølgende prosessering. I henhold til den andre metoden dannes natriumamalgam ved katoden når det spaltes med rent vann i et separat apparat, oppnås en NaOH-løsning, hydrogen og rent kvikksølv, som igjen går i produksjon. Begge metodene gir 1,125 t NaOH per 1 tonn klor.

Elektrolyse med diafragma krever mindre kapitalinvesteringer for å organisere produksjonen av klor og produserer billigere NaOH. Kvikksølvkatodemetoden produserer svært ren NaOH, men tapet av kvikksølv forurenser miljøet.

Bruk av klor. En av de viktige grenene i den kjemiske industrien er klorindustrien. Hovedmengdene av klor blir behandlet på stedet for produksjonen til klorholdige forbindelser. Klor lagres og transporteres i flytende form i sylindere, fat, jernbanetanker eller i spesialutstyrte fartøy. Industriland er preget av følgende omtrentlige forbruk av klor: for produksjon av klorholdige organiske forbindelser - 60-75%; uorganiske forbindelser som inneholder klor, -10-20%; for bleking av papirmasse og stoffer - 5-15%; for sanitærbehov og vannklorering - 2-6% av total produksjon.

Klor brukes også til å klorere noen malmer for å ekstrahere titan, niob, zirkonium og andre.

Klor i kroppen. Klor er et av de biogene elementene, en konstant komponent i plante- og dyrevev. Klorinnholdet i planter (mye klor i halofytter) varierer fra tusendeler av prosent til hele prosent, hos dyr - tiendedeler og hundredeler av prosent. En voksens daglige behov for klor (2-4 g) dekkes av matvarer. Klor tilføres vanligvis i overskudd med mat i form av natriumklorid og kaliumklorid. Brød, kjøtt og meieriprodukter er spesielt rike på klor. I dyrekroppen er klor det viktigste osmotisk aktive stoffet i blodplasma, lymfe, cerebrospinalvæske og enkelte vev. Spiller en rolle i vann-saltmetabolismen, og fremmer vevretensjon av vann. Regulering av syre-basebalansen i vev utføres sammen med andre prosesser ved å endre fordelingen av klor mellom blodet og annet vev. Klor er involvert i energimetabolismen i planter, og aktiverer både oksidativ fosforylering og fotofosforylering. Klor har en positiv effekt på opptak av oksygen fra røttene. Klor er nødvendig for produksjon av oksygen under fotosyntese av isolerte kloroplaster. De fleste næringsmedier for kunstig dyrking av planter inneholder ikke klor. Det er mulig at svært lave konsentrasjoner av klor er tilstrekkelig for planteutvikling.

Klorforgiftning er mulig i kjemisk industri, masse og papir, tekstil, farmasøytisk industri og andre. Klor irriterer slimhinnene i øynene og luftveiene. Primære inflammatoriske endringer er vanligvis ledsaget av en sekundær infeksjon. Akutt forgiftning utvikler seg nesten umiddelbart. Ved inhalering av middels og lave konsentrasjoner av klor observeres tetthet og smerter i brystet, tørr hoste, rask pust, smerter i øynene, tåreflod, økte nivåer av leukocytter i blodet, kroppstemperatur, etc. observeres Bronkopneumoni, giftig lungeødem , depressive tilstander, kramper er mulige. I milde tilfeller skjer gjenoppretting innen 3-7 dager. Som langsiktige konsekvenser observeres katarr i øvre luftveier, tilbakevendende bronkitt, pneumosklerose og andre; mulig aktivering av lungetuberkulose. Ved langvarig innånding av små konsentrasjoner av klor observeres lignende, men langsomt utviklende former for sykdommen. Forebygging av forgiftning: tetting av produksjonsanlegg, utstyr, effektiv ventilasjon, bruk av gassmaske om nødvendig. Produksjon av klor, blekemiddel og andre klorholdige forbindelser er klassifisert som produksjon med farlige arbeidsforhold.

Kjennetegn på elementer fra gruppe VII i hovedundergruppen, med klor som eksempel

Generelle kjennetegn ved undergruppen

Tabell 1. Nomenklatur for elementer i undergruppe VIIA

P-elementer, typiske, ikke-metaller (astatin er et halvmetall), halogener.

Elektrondiagram av elementet Hal (Hal ≠ F):

Elementene i undergruppe VIIA er preget av følgende valenser:

Tabell 2. Valens

3. Elementene i undergruppe VIIA er karakterisert ved følgende oksidasjonstilstander:

Tabell 3. Oksidasjonstilstander for grunnstoffer

Kjennetegn ved et kjemisk grunnstoff

Klor er et element i gruppe VII A. Serienummer 17

Relativ atommasse: 35,4527 a. e.m. (g/mol)

Antall protoner, nøytroner, elektroner: 17,18,17

Atomstruktur:

Elektronisk formel:

Typiske oksidasjonstilstander: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7

Ioniseringsenergi: 1254,9 (13,01) kJ/mol (eV)

Elektronaffinitet: 349 (kJ/mol)

Elektronegativitet ifølge Pauling: 3.20

Kjennetegn ved et enkelt stoff

Bindingstype: kovalent ikke-polar

Diatomisk molekyl

Isotoper: 35 Cl (75,78 %) og 37 Cl (24,22 %)

Krystallgittertype: molekylær

Termodynamiske parametere

Tabell 4

Fysiske egenskaper

Tabell 5

Kjemiske egenskaper

En vandig løsning av klor er sterkt dismutert ("klorvann")

Trinn 1: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl

Trinn 2: HOCl = HCl + [O] – atomært oksygen

Oksydasjonskapasiteten i undergruppen avtar fra fluor til jod = ˃

Klor er et sterkt oksidasjonsmiddel:

1. Interaksjon med enkle stoffer

a) med hydrogen:

Cl2 + H2 = 2HCl

b) med metaller:

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

c) med noen mindre elektronegative ikke-metaller:

3Cl 2 + 2P = 2PCl 3

Cl 2 + S = SCl 2

Med oksygen, karbon og nitrogen, klor direkte reagerer ikke!

2. Interaksjon med komplekse stoffer

a) med vann: se ovenfor

b) med syrer: reagerer ikke!

c) med alkaliske løsninger:

i kulde: Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O

ved oppvarming: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

e) med mange organiske stoffer:

Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl

De viktigste klorforbindelsene

Hydrogenklorid, hydrogenklorid(HCl) er en fargeløs, termisk stabil gass (under normale forhold) med en skarp lukt, røyk i fuktig luft, løses lett opp i vann (opptil 500 volumer gass per volum vann) for å danne saltsyre (saltsyre). Ved -114,22 °C blir HCl til en fast tilstand. I fast tilstand eksisterer hydrogenklorid i form av to krystallinske modifikasjoner: ortorombisk, stabil under og kubisk.

En vandig løsning av hydrogenklorid kalles saltsyre. Når det er oppløst i vann, skjer følgende prosesser:

HCl g + H 2 O l = H 3 O + l + Cl − l

Oppløsningsprosessen er svært eksoterm. Med vann danner HCl en azeotrop blanding. Det er en sterk monoprotisk syre. Samhandler energisk med alle metaller i spenningsserien til venstre for hydrogen, med basiske og amfotere oksider, baser og salter, og danner salter - klorider:

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H 2

FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O

Når det utsettes for sterke oksidasjonsmidler eller under elektrolyse, viser hydrogenklorid reduserende egenskaper:

MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O

Ved oppvarming oksideres hydrogenklorid av oksygen (katalysator - kobber(II)klorid CuCl 2):

4 HCl + O 2 → 2 H 2 O + 2 Cl 2

Imidlertid reagerer konsentrert saltsyre med kobber for å danne et monovalent kobberkompleks:

2 Cu + 4 HCl → 2 H + H2

En blanding av 3 volumdeler konsentrert saltsyre og 1 volumdel konsentrert salpetersyre kalles "aqua regia". Aqua regia kan til og med løse opp gull og platina. Den høye oksidative aktiviteten til aqua regia skyldes tilstedeværelsen av nitrosylklorid og klor i den, som er i likevekt med utgangsstoffene:

4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O

På grunn av den høye konsentrasjonen av kloridioner i løsningen, er metallet bundet til et kloridkompleks, som fremmer oppløsningen:

3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Hydrogenklorid er også preget av addisjonsreaksjoner til flere bindinger (elektrofil addisjon):

R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3

R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3

Kloroksider- uorganiske kjemiske forbindelser av klor og oksygen, med den generelle formelen: Cl x O y.
Klor danner følgende oksider: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. I tillegg er følgende kjent: det kortlivede radikalet ClO, klorperoksyd-radikalet ClOO og klortetroksid-radikalet ClO 4 .
Tabellen nedenfor viser egenskapene til stabile kloroksider:

Tabell 6

Eiendom	Cl2O	ClO2	CLOClO 3	Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (g)	Cl2O7
Farge og tilstand på rommet. temperatur	Gulbrun gass	Gulgrønn gass	Lys gul væske	Mørk rød væske	Fargeløs væske
Kloroksidasjonstilstand	(+1)	(+4)	(+1), (+7)	(+6)	(+7)
T. pl., °C	−120,6	−59	−117	3,5	−91,5
Kp temperatur, °C	2,0		44,5
d(f, 0°C), g*cm-3	-	1,64	1,806	-	2,02
ΔH°-prøve (gass, 298 K), kJ*mol -1	80,3	102,6	~180	(155)
ΔG° prøve (gass, 298 K), kJ*mol -1	97,9	120,6	-	-	-
S° prøve (gass, 298 K), J*K -1 *mol -1	265,9	256,7	327,2	-	-
Dipolmoment μ, D	0,78 ± 0,08	1,78 ± 0,01	-	-	0,72 ± 0,02

Kloroksid (I), Dikloroksid, hypoklorsyreanhydrid - en forbindelse av klor i oksidasjonstilstanden +1 med oksygen.

Under normale forhold er det en brungul gass med en karakteristisk lukt som minner om klor. Ved temperaturer under 2 °C er væsken gyllenrød i fargen. Giftig: påvirker luftveiene. Spontant sakte nedbrytes:

Eksplosiv ved høye konsentrasjoner. Tetthet under normale forhold er 3,22 kg/m³. Løses opp i karbontetraklorid. Løselig i vann for å danne svak hypoklorsyre:

Reagerer raskt med alkalier:

Cl 2 O + 2 NaOH (fortynnet) = 2 NaClO + H 2 O

Klordioksid- surt oksid. Ved oppløsning i vann dannes det klor- og perklorsyre (disproporsjoneringsreaksjon). Fortynnede løsninger er stabile i mørket og brytes sakte ned i lyset:

Klordioksid- kloroksid ( IV), en forbindelse av klor og oksygen, formel: ClO 2.

Under normale forhold er ClO 2 en rødgul gass med en karakteristisk lukt. Ved temperaturer under 10 °C er ClO 2 en rødbrun væske. Lav stabilitet, eksploderer i lys, ved kontakt med oksidasjonsmidler og ved oppvarming. La oss løse godt opp i vann. På grunn av sin eksplosjonsfare kan klordioksid ikke lagres som væske.

Surt oksid. Ved oppløsning i vann dannes klor- og perklorsyre (disproporsjoneringsreaksjon). Fortynnede løsninger er stabile i mørket og brytes sakte ned i lyset:

Den resulterende klorsyren er veldig ustabil og brytes ned:

Utviser redoksegenskaper.

2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (fortynnet) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O

ClO 2 + 2 NaOH kald. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2

ClO 2 reagerer med mange organiske forbindelser og fungerer som et middels sterkt oksidasjonsmiddel.

Hypoklorsyre- HClO, en veldig svak monoprotisk syre der klor har en oksidasjonstilstand på +1. Finnes kun i løsninger.

I vandige løsninger spaltes hypoklorsyre delvis til et proton og hypoklorittanionet ClO − :

Ustabil. Hypoklorsyre og dens salter - hypokloritter- sterke oksidasjonsmidler. Reagerer med saltsyre HCl og danner molekylært klor:

HClO + NaOH (fortynnet) = NaClO + H 2 O

Klorsyre- HClO 2, en monobasisk syre med middels styrke.

Klorsyre HClO 2 i sin frie form er ustabil selv i en fortynnet vandig løsning, spaltes den raskt:

Nøytralisert av alkalier.

HClO 2 + NaOH (fortynnet kald) = NaClO 2 + H 2 O

Anhydridet til denne syren er ukjent.

En syreløsning er fremstilt fra dens salter - kloritt dannet som et resultat av interaksjonen av ClO 2 med alkali:

Utviser redoksegenskaper.

5HClO2 + 3H2SO4 (fortynnet) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Klorsyre- HClO 3, en sterk monobasisk syre der klor har en oksidasjonstilstand på +5. Ikke mottatt i fri form; i vandige løsninger ved konsentrasjoner under 30% i kulde er det ganske stabilt; i mer konsentrerte løsninger brytes det ned:

Hypoklorsyre er et sterkt oksidasjonsmiddel; oksidasjonskapasiteten øker med økende konsentrasjon og temperatur. HClO 3 reduseres lett til saltsyre:

HClO3 + 5HCl (konsentrert) = 3Cl2 + 3H2O

HClO 3 + NaOH (fortynnet) = NaClO 3 + H 2 O

Når en blanding av SO 2 og luft føres gjennom en sterkt sur løsning, dannes klordioksid:

I 40 % perklorsyre antennes for eksempel filterpapir.

8. Å være i naturen:

I jordskorpen er klor det vanligste halogenet. Siden klor er veldig aktivt, forekommer det i naturen bare i form av forbindelser i mineraler.

Tabell 7. Funn i naturen

Tabell 7. Mineralformer

De største reservene av klor finnes i saltene i vannet i hav og hav.

Kvittering

Kjemiske metoder for å produsere klor er ineffektive og kostbare. I dag har de hovedsakelig historisk betydning. Kan oppnås ved å reagere kaliumpermanganat med saltsyre:

Scheele metode

Opprinnelig var den industrielle metoden for å produsere klor basert på Scheele-metoden, det vil si reaksjonen av pyrolusitt med saltsyre:

Diakonmetoden

Metode for fremstilling av klor ved katalytisk oksidasjon av hydrogenklorid med atmosfærisk oksygen.

Elektrokjemiske metoder

I dag produseres klor i industriell skala sammen med natriumhydroksid og hydrogen ved elektrolyse av en løsning av bordsalt, hvis hovedprosesser kan representeres av oppsummeringsformelen:

applikasjon

· Vindusprofil laget av klorholdige polymerer

· Hovedkomponenten i blekemidler er Labarraco-vann (natriumhypokloritt)

· Ved produksjon av polyvinylklorid, plastforbindelser, syntetisk gummi.

· Produksjon av klororganiske stoffer. En betydelig del av kloret som produseres forbrukes for å skaffe plantevernmidler. Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte kalt heksakloran).

· Brukes som kjemisk krigføringsmiddel, samt til produksjon av andre kjemiske krigføringsmidler: sennepsgass, fosgen.

· For vanndesinfeksjon - "klorering".

· Registrert i næringsmiddelindustrien som tilsetningsstoff E925.

· Ved kjemisk produksjon av saltsyre, blekemiddel, bertholletsalt, metallklorider, giftstoffer, narkotika, gjødsel.

· I metallurgi for produksjon av rene metaller: titan, tinn, tantal, niob.

· Som en indikator på solnøytrinoer i klor-argon-detektorer.

Mange utviklede land streber etter å begrense bruken av klor i hverdagen, blant annet fordi forbrenning av klorholdig avfall produserer en betydelig mengde dioksiner.

Klor (χλωρ?ς - grønn) er et element i hovedundergruppen til den syvende gruppen, den tredje perioden av det periodiske systemet for kjemiske elementer til D. I. Mendeleev, med atomnummer 17. Et kjemisk aktivt ikke-metall. En del av halogengruppen.

Det enkle stoffet klor under normale forhold er en giftig gass med gulgrønn farge med en skarp lukt. Klormolekylet er diatomisk (formel Cl 2).

Det er to isotoper av klor som finnes i naturen: 35 Cl og 37 Cl. I jordskorpen er klor det vanligste halogenet. De største reservene av klor finnes i saltene i vannet i hav og hav

Det er 2 stabile isotoper av klor som finnes i naturen: med massenummer 35 og 37. Under normale forhold er klor en gulgrønn gass med en kvelende lukt. Noen av dens fysiske egenskaper er presentert i tabellen.

Noen fysiske egenskaper til klor

Når det avkjøles, blir klor til en væske ved en temperatur på omtrent 239 K, og deretter under 113 K krystalliserer det seg til et ortorhombisk gitter med en romgruppe. Under 100 K blir den ortorhombiske modifikasjonen av krystallinsk klor tetragonal.

Når det gjelder elektrisk ledningsevne, er flytende klor blant de sterkeste isolatorene: det leder strøm nesten en milliard ganger dårligere enn destillert vann, og 10 22 ganger dårligere enn sølv. Lydhastigheten i klor er omtrent en og en halv gang mindre enn i luft.

Strukturen til elektronskallet

Valensnivået til et kloratom inneholder 1 uparet elektron: 1S² 2S² 2p 6 3S² 3p 5, så en valens på 1 for et kloratom er veldig stabil. På grunn av tilstedeværelsen av en ubesatt d-subnivå orbital i kloratomet, kan kloratomet vise andre valenser.

Det er også kjent klorforbindelser hvor kloratomet formelt har valens 4 og 6, for eksempel ClO 2 og Cl 2 O 6. Imidlertid er disse forbindelsene radikaler, noe som betyr at de har ett uparet elektron.

Interaksjon med metaller

Klor reagerer direkte med nesten alle metaller (med noen bare i nærvær av fuktighet eller ved oppvarming):

Cl2 + 2Na → 2NaCl

3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3

3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Interaksjon med ikke-metaller

Med ikke-metaller (unntatt karbon, nitrogen, oksygen og inerte gasser), danner det de tilsvarende kloridene.

I lys eller ved oppvarming reagerer den aktivt (noen ganger med eksplosjon) med hydrogen i henhold til en radikal mekanisme.

Cl2 + H2 -> 2HCl

5Cl 2 + 2P → 2PCl 5

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

Med oksygen danner klor oksider der det har en oksidasjonstilstand fra +1 til +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. De har en skarp lukt, er termisk og fotokjemisk ustabile, og er utsatt for eksplosiv nedbrytning.

Ved reaksjon med fluor dannes det ikke klorid, men fluor:

Cl 2 + 3F 2 (eks.) → 2ClF 3

Andre eiendommer

Klor fortrenger brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller:

Cl2 + 2HBr -> Br2 + 2HCl

Cl 2 + 2 NaI → I 2 + 2 NaCl

Ved reaksjon med karbonmonoksid dannes fosgen:

Cl 2 + CO → COCl 2

Når det er oppløst i vann eller alkalier, dismuterer klor og danner hypoklorholdige (og ved oppvarming, perklorsyre) og saltsyrer, eller deres salter:

Cl2 + H2O → HCl + HClO

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Klorering av tørt kalsiumhydroksid produserer blekemiddel:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Effekten av klor på ammoniakk, nitrogentriklorid kan oppnås:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

Oksiderende egenskaper av klor

Klor er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel.