Care grup de nemetale este clorul. Clorul gazos, proprietățile fizice ale clorului, proprietățile chimice ale clorului. Metoda diafragmei cu catod solid

DEFINIȚIE

Clor- element chimic din grupa VII a perioadei a 3-a din Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev. Metaloid.

Se referă la elemente ale familiei -p. Halogen. Numărul de serie este 17. Structura nivelului electronic extern este 3s 2 3 p 5. Masa atomică relativă este de 35,5 amu. Molecula de clor este diatomică - Cl 2.

Proprietățile chimice ale clorului

Clorul reacționează cu metalele simple:

CI2 + 2Sb = 2SbCI3 (t);

CI2 + 2Fe = 2FeCI3;

CI2 + 2Na = 2NaCI.

Clorul interacționează cu substanțe simple, nemetale. Deci, atunci când interacționează cu fosforul și sulful, se formează clorurile corespunzătoare, cu fluor - fluoruri, cu hidrogen - acid clorhidric, cu oxigen - oxizi etc.:

5CI2 + 2P = 2HCI5;

CI2 + 2S = SC12;

CI2 + H2 = 2HCI;

CI2 + F2 = 2ClF.

Clorul este capabil să înlocuiască bromul și iodul din compușii lor cu hidrogen și metale:

CI2 + 2HBr = Br2 + 2HCI;

CI2 + 2NaI = I2 + 2NaCl.

Clorul este capabil să se dizolve în apă și alcalii, în timp ce apar reacții de disproporționare a clorului, iar compoziția produselor de reacție depinde de condițiile de implementare a acestuia:

CI2 + H20 ↔ HCI + HCIO;

CI2 + 2NaOH = NaCI + NaCIO + H20;

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

Clorul interacționează cu un oxid care nu formează sare - CO pentru a forma o substanță cu un nume banal - fosgen, cu amoniacul pentru a forma triclorura de amoniu:

CI2 + CO = COCI2;

3CI2 + 4NH3 = NCI3 + 3NH4CI.

În reacții, clorul prezintă proprietăți oxidante:

CI2 + H2S = 2HCI + S.

Clorul intră în reacții de interacțiune cu substanțe organice din clasa alcanilor, alchenelor și arenelor:

CH3-CH3 + CI2 = CH3-CH2-Cl + HCI (condiție - radiație UV);

CH2 = CH2 + CI2 = CH2 (CI) -CH2-CI;

C6H6 + CI2 = C6H5-CI + HCI (kat = FeCI3, AlCI3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (condiție - radiație UV).

Proprietățile fizice ale clorului

Clorul este un gaz galben-verzui. Stabil termic. Când apa răcită este saturată cu clor, se formează un clarat solid. Se dizolvă bine în apă, în mare măsură suferă dismutare („apă cu clor”). Se dizolvă în tetraclorură de carbon, SiCl4 lichid și TiCl4. Puțin solubil în soluție saturată de clorură de sodiu. Nu reacționează cu oxigenul. Agent oxidant puternic. Punctul de fierbere este -34,1C, punctul de topire este -101,03C.

Producția de clor

Anterior, clorul era obținut prin metoda Scheele (reacția interacțiunii oxidului de mangan (VI) cu acidul clorhidric) sau prin metoda Deacon (reacția interacțiunii clorurii de hidrogen cu oxigenul):

Mn02 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H20;

4HCI + O2 = 2H2O + 2CI2.

În prezent, pentru obținerea clorului se folosesc următoarele reacții:

NaOCl + 2HCI = NaCI + CI2 + H20;

2KMn04 + 16HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H20;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (condiție - electroliză).

Aplicarea clorului

Clorul a găsit o largă aplicație în diverse domenii ale industriei, deoarece este utilizat în producția de materiale polimerice (policlorura de vinil), înălbitori, insecticide organoclorurate (hexacloran), agenți de război chimic (fosgen), pentru dezinfecția apei, în industria alimentară, în metalurgie etc.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Exercițiu	Ce volum, masă și cantitate de clor vor fi eliberate (n.u.) când 17,4 g de oxid de mangan (IV) interacționează cu acidul clorhidric luat în exces?
Soluţie	Să scriem ecuația pentru reacția interacțiunii oxidului de mangan (IV) cu acidul clorhidric: 4HCI + MnO2 = MnCl2 + CI2 + 2H2O. Masele molare de oxid de mangan (IV) și clor, calculate folosind tabelul elementelor chimice din D.I. Mendeleev - 87 și, respectiv, 71 g / mol. Să calculăm cantitatea de substanță oxid de mangan (IV): n (Mn02) = m (Mn02) / M (Mn02); n (Mn02) = 17,4/87 = 0,2 mol. Conform ecuației reacției n (MnO 2): n (Cl 2) = 1: 1, prin urmare, n (Cl 2) = n (MnO 2) = 0,2 mol. Apoi masa și volumul clorului vor fi egale: m (CI2) = 0,2 x 71 = 14,2 g; V (Cl 2) = n (Cl 2) × V m = 0,2 × 22,4 = 4,48 litri.
Răspuns	Cantitatea de substanță cu clor este de 0,2 mol, greutatea este de 14,2 g, volumul este de 4,48 litri.

Clor- element al perioadei a 3-a și VII al grupului A al sistemului periodic, numărul de serie 17. Formula electronică a atomului [10 Ne] 3s 2 Зр 5, stări de oxidare caracteristice 0, -1, + 1, +5 și +7. Cea mai stabilă stare este Cl -1. Scala de oxidare a clorului:

7 - Cl 2 O 7, ClO 4 -, HClO 4, KClO 4

5-Cl03-, HCI03, KCI03

1 - Cl 2 O, ClO -, HClO, NaClO, Ca (ClO) 2

-1-CI-, HCI, KCI, PCl5

Clorul are o electronegativitate mare (2,83) și prezintă proprietăți nemetalice. Face parte din multe substanțe - oxizi, acizi, săruri, compuși binari.

În natură - al doisprezeceleaîn ceea ce privește abundența chimică, un element (al cincilea dintre nemetale). Se găsește numai sub formă legată chimic. Al treilea element cel mai abundent în apele naturale (după O și H), în special mult clor în apa de mare (până la 2% din greutate). Un element vital pentru toate organismele.

Clor C1 2... Substanță simplă. Gaz verde-galben cu un miros înțepător de sufocare. Molecula Сl 2 este nepolară, conține legătura σ С1-С1. Stabil termic, neinflamabil în aer; un amestec cu hidrogen explodează în lumină (hidrogenul arde în clor):

CI2 + H2⇌HCl

Să ne dizolvăm bine în apă, suferă o dismutare în ea cu 50% și complet într-o soluție alcalină:

Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I

CI2 + 2NaOH (rece) = NaClO + NaCI + H2O

3Cl2 + 6NaOH (hor) = NaClO3 + 5NaCl + H2O

O soluție de clor în apă se numește apa cu clor, la lumină, acidul HClO se descompune în HCl și oxigen atomic O 0, prin urmare, „apa cu clor” trebuie păstrată într-o sticlă întunecată. Prezența acidului HClO în „apa cu clor” și formarea oxigenului atomic explică proprietățile sale puternice de oxidare: de exemplu, mulți coloranți se decolorează în clorul umed.

Clorul este un agent oxidant foarte puternic în raport cu metalele și nemetale:

Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fе → 2FеСl 3 (200 ° C)

Сl 2 + Se = SeCl 4

Сl 2 + Pb → PbCl 2 (300 °CU)

5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 (90 ° C)

2Cl 2 + Si → SiCl 4 (340 ° C)

Reacții cu compuși ai altor halogeni:

a) Cl 2 + 2KBg (P) = 2KSl + Br 2 (fierbere)

b) Cl 2 (săptămâni) + 2KI (p) = 2KSl + I 2 ↓

ЗСl (ex.) + 3Н 2 O + КI = 6HCl + КIO 3 (80 ° C)

Reacție calitativă- interacțiunea deficitului de CL 2 cu KI (vezi mai sus) și detectarea iodului prin colorare albastră după adăugarea unei soluții de amidon.

Primirea clor în industrie:

2NаСl (topire) → 2Nа + Сl 2 (electroliză)

2NaCI + 2H20 → H2+ Сl 2+ 2NаОН (electroliză)

si in laboratoare:

4HCl (conc.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O

(în mod similar cu participarea altor agenți oxidanți; pentru mai multe detalii vezi reacțiile pentru НСl și NaСl).

Clorul face parte din produsele principalelor industrie chimice, se foloseste la obtinerea de brom si iod, cloruri si derivati ​​care contin oxigen, pentru albirea hartiei, ca dezinfectant pentru apa de baut. Otrăvitoare.

Acid clorhidric HC l ... Acid anoxic. Un gaz incolor cu miros înțepător, mai greu decât aerul. Molecula conține o legătură σ covalentă Н - Сl. Stabil termic. Să ne dizolvăm foarte bine în apă; se numesc solutii diluate acid clorhidricși o soluție concentrată fumoasă (35-38%) - acid clorhidric(numele a fost dat de alchimiști). Acid puternic în soluție, neutralizat cu alcalii și hidrat de amoniac. Un agent reducător puternic într-o soluție concentrată (datorită Cl - I), un agent oxidant slab într-o soluție diluată (datorită H I). O parte integrantă a „aqua regia”.

Reacția calitativă la ionul Cl este formarea de precipitate albe de AgCl și Hg 2 Cl 2, care nu sunt transferate în soluție prin acțiunea acidului azotic diluat.

Clorura de hidrogen servește ca materie primă în producția de cloruri, produse organoclorurate, este utilizată (sub formă de soluție) pentru gravarea metalelor, descompunerea mineralelor și minereurilor. Ecuațiile celor mai importante reacții:

НСl (dil.) + NaOH (dil.) = NaСl + Н 2 O

HCl (dil.) + NH3H2O ​​= NH4Cl + H2O

4HCl (conc., Hor.) + MO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (conc., orizontal) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

14HCl (conc.) + К 2 Сr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl

6HCl (conc.) + КСlO 3 (Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80 ° C)

4HCI (conc.) + Ca (ClO) 2 (t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O

2HCl (dil.) + М = МСl 2 + H 2 (M = Re, 2p)

2HCI (dil.) + MCO3 = MCl2 + CO2 + H2O (M = Ca, Ba)

НСl (dil.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl ↓

Obținerea НСl în industrie - arderea Н 2 în Сl 2 (vezi), în laborator - deplasarea din cloruri cu acid sulfuric:

NaCI (t) + H2S04 (conc.) = NaHS04 + NSl(50 ° C)

2NaСl (t) + Н 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCI(120 ° C)

Cloruri

Clorura de sodiu N / A Сl ... Sare fara oxigen. Numele de uz casnic sare... Alb, ușor higroscopic. Se topește și fierbe fără descompunere. Moderat solubil în apă, solubilitatea depinde puțin de temperatură, soluția are un gust sărat caracteristic. Nu suferă hidroliză. Agent reducător slab. Intră în reacții de schimb ionic. Electrolizat în topitură și soluție.

Se foloseste la obtinerea de hidrogen, sodiu si clor, soda, soda caustica si acid clorhidric, ca componenta a amestecurilor de racire, alimente si conservant.

În natură, cea mai mare parte a zăcămintelor de sare gemă, sau halit, și silvinita(împreună cu KCl), saramură din lacurile sărate, impurități minerale ale apei de mare (conținut NaCl = 2,7%). În industrie, acestea sunt obținute prin evaporarea saramurilor naturale.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

2NаСl (t) + 2Н 2 SO 4 (conc.) + МnO 2 (т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 ° C)

10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (conc.) + 2КМnO 4 (т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 ° C)

6NaСl (Т) + 7Н 2 SO 4 (conc.) + К 2 Сr 2 O 7 (т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O + ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 ° C)

2NаСl (t) + 4Н 2 SO 4 (conc.) + PbO 2 (t) = Сl 2 + Pb (НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 ° C)

NaСl (dil.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl ↓

NaCl (l) → 2Na + Cl 2 (850 ° C, electroliză)

2NаСl + 2Н 2 O → Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (electroliză)

2NаСl (p, 20%) → Сl 2 + 2 Na (Hg) "amalgam"(electroliza, activatHg-catod)

Clorura de potasiu KCl ... Sare fara oxigen. Alb, neabsorbant. Se topește și fierbe fără descompunere. Ne vom dizolva moderat în apă, soluția are un gust amar, nu există hidroliză. Intră în reacții de schimb ionic. Este folosit ca îngrășământ cu potasiu pentru a obține K, KOH și Cl2. În natură, partea constitutivă principală (împreună cu NaCl) a depozitelor silvinita.

Ecuațiile celor mai importante reacții sunt aceleași cu cele pentru NaCl.

Clorura de calciu CaCl2 ... Sare fara oxigen. Alb, se topește fără descompunere. Se estompează în aer datorită absorbției puternice a umezelii. Formează CaCl 2 6H 2 O hidrat cristalin cu o temperatură de deshidratare de 260 ° C. Să ne dizolvăm bine în apă, nu există hidroliză. Intră în reacții de schimb ionic. Se foloseste pentru dezumidificarea gazelor si lichidelor, prepararea amestecurilor de racire. O componentă a apelor naturale, parte integrantă a durității lor „constante”.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

CaCl2 (T) + 2H2SO4 (conc.) = Ca (HSO4)2 + 2HCI (50 ° C)

CaCl2 (T) + H2SO4 (conc.) = CaSO4 ↓ + 2HCl (100 ° C)

CaCl 2 + 2NaOH (conc.) = Ca (OH) 2 ↓ + 2NaCl

3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

CaCl2 + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KSl

CaCl2 + 2NaF = CaF2↓ + 2NaCl

CaCl2 (l) → Ca + Cl2 (electroliza, 800 ° C)

Primirea:

CaC03 + 2HCI = CaCI2 + CO3 + H2O

Clorura de aluminiu AlCl 3 ... Sare fara oxigen. Alb, fuzibil, foarte volatil. Perechea este formată din monomeri covalenti AlCl 3 (structură triunghiulară, hibridizare sp 2, predominanți la 440-800 ° C) și dimeri Al 2 Cl 6 (mai precis, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, structură - două tetraedre cu margine comună, sp 3 -hibridare, predomină la 183-440 ° C). Este higroscopic, „fumă” în aer. Formează hidrat cristalin, care se descompune la încălzire. Să ne dizolvăm bine în apă (cu un exo-efect puternic), se disociază complet în ioni, creează un mediu puternic acid în soluție datorită hidrolizei. Reacționează cu alcalii, hidrat de amoniac. Recuperat prin electroliza topiturii. Intră în reacții de schimb ionic.

Reacție calitativă pe ionul Al 3+ - formarea unui precipitat de AlPO 4, care este transferat într-o soluție cu acid sulfuric concentrat.

Este folosit ca materie primă în producția de aluminiu, ca catalizator în sinteza organică și în cracarea petrolului, ca purtător de clor în reacțiile organice. Ecuațiile celor mai importante reacții:

AlCl 3. 6H2O → AlCI (OH)2 (100-200 ° C, -acid clorhidric, H 2 O) → Al2O3 (250-450 ° C,-HCI, H2O)

AlCl3 (t) + 2H2O (umiditate) = AlCl (OH)2 (t) + 2HCl (Fum alb")

AlCl 3 + 3NaOH (dil.) = Al (OH) 3 (amorf.) ↓ + 3NaCl

AlCl 3 + 4NaOH (conc.) = Na [Al (OH) 4] + 3NaCl

АlСl 3 + 3 (NH 3. Н 2 O) (conc.) = Аl (ОН) 3 (amorf) + ЗNН 4 Сl

АlCl 3 + 3 (NH 3 Н 2 O) (conc.) = Аl (ОН) ↓ + ЗNН 4 Сl + Н 2 O (100 ° C)

2Аl 3+ + 3Н 2 O + ЗСО 2- 3 = 2Аl (ОН) 3 ↓ + ЗСО 2 (80 ° C)

2Аl 3+ = 6Н 2 O + 3S 2- = 2Аl (OH) 3 ↓ + 3Н 2 S

Al 3+ + 2HPO 4 2- - AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 -

2АlСl 3 → 2Аl + 3Сl 2 (electroliza, 800 ° C ,în topireNaCl)

PrimireaАlСl in industrieși - clorurarea caolinului, aluminei sau bauxitei în prezența cocsului:

Al 2 O 3 + 3С (cocs) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 ° C)

clorura de fier ( II ) F eC l 2 ... Sare fara oxigen. Alb (hidrat albastru-verde), higroscopic. Se topește și fierbe fără descompunere. La încălzire puternică, volatilitate în fluxul de HCl. Legăturile Fe-Cl sunt predominant covalente; perechea este formată din monomeri FeCl2 (structură liniară, hibridizare sp) și dimeri Fe2Cl4. Sensibilă la oxigenul din aer (se întunecă). Să ne dizolvăm bine în apă (cu un exo-efect puternic), se disociază complet în ioni, se hidrolizează slab prin cationi. Când este fiert, soluția se descompune. Reacționează cu acizi, alcalii, hidrat de amoniac. Agent reducător tipic. Intră în reacții de schimb ionic și complexare.

Este folosit pentru sinteza FeCl si Fe 2 O 3, ca catalizator in sinteza organica, component al medicamentelor impotriva anemiei.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

FeCl24H2O = FeCI2 + 4H2O (220 ° С, în atm.N 2 )

FeCl 2 (conc.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (fierbere)

FeCl2 (t) + H2SO4 (conc.) = FeS04 + 2HCI (fierbere)

FeCl 2 (t) + 4HNO 3 (conc.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2HCI + H 2 O

FeCl 2 + 2NaOH (dil.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl (în atm.N 2 )

FeCl 2 + 2 (NH 3. H 2 O) (conc.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 ° C)

FeCI2 + H2 = 2HCI + Fe (extra pur, peste 500 ° С)

4FеСl 2 + O 2 (aer) → 2Fе (Сl) O + 2FеСl 3 (t)

2FеСl 2 (р) + Сl 2 (ex.) = 2FеСl 3 (р)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО - 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н 2 O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

Fe 2+ + S 2- (divizat) = FeS ↓

2Fе 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (dil.) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2

FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90 ° С, spart. НСl, electroliză)

Primirea e: interacțiunea Fe cu acidul clorhidric:

Fe + 2HCI = FeCl 2+ H2

(v industrie utilizați acid clorhidric și conduceți procesul la 500 ° C).

clorura de fier ( III ) F eC l 3 ... Sare fara oxigen. Negru-maro (roșu închis în lumină transmisă, verde în lumină reflectată), galben închis hidrat. Când se topește, se transformă într-un lichid roșu. Foarte volatil, se descompune la încălzire puternică. Legăturile Fe - Cl sunt predominant covalente. Vaporii sunt formați din monomeri FeCl 3 (structură triunghiulară, sp 2 -hibridare, predominând peste 750 ° C) și dimeri de Fe 2 Cl 6 (mai precis, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, structură - două tetraedre cu margine comună, sp 3 -hibridare, predomină la 316-750 ° C). FeCl hidrat cristalin. 6Н 2 O are structura Сl 2Н 2 O. Bine solubil în apă, soluția este galbenă; puternic hidrolizată cationic. Se descompune în apă fierbinte, reacționează cu alcalii. Agent oxidant și reducător slab.

Se folosește ca agent de clor, catalizator în sinteza organică, mordant pentru vopsirea țesăturilor, coagulant pentru purificarea apei de băut, gravant pentru plăci de cupru în electroformare, componentă a medicamentelor hemostatice.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

FеСl 3 6Н 2 O = Сl + 2Н 2 O (37 ° C)

2 (FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (peste 250 ° C)

FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (galben)

2FеСl3 (conc.) + 4Н 2 O = + (galben) + - (bts.)

FeCl 3 (dil., Conc.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 ° C)

FeCl 3 + 3NaOH (dil.) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NaCl (50 ° C)

FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (conc, fierbinte) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl

4FеСl 3 + 3O 2 (aer) = 2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 ° C)

2FеСl 3 (р) + Сu → 2FеСl 2 + СuСl 2

Clorură de amoniu N H4CI ... Sare fara oxigen, denumirea tehnica este amoniac. Alb, volatil, instabil termic. Să ne dizolvăm bine în apă (cu un endo-efect vizibil, Q = -16 kJ), hidrolizată de cation. Se descompune cu alcalii atunci când soluția este fiartă, transferă magneziu și hidroxid de magneziu în soluție. Intră într-o reacție de conjugare cu nitrați.

Reacție calitativă pentru NH 4 + ion - eliberare de NH 3 la fierbere cu alcali sau la încălzit cu var stins.

Este utilizat în sinteza anorganică, în special pentru a crea un mediu slab acid, ca componentă a îngrășămintelor cu azot, a celulelor galvanice uscate, la lipirea cuprului și cositorirea produselor din oțel.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

NH 4 Cl (s) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (peste 337,8 ° C)

NH4Cl + NaOH (sat.) = NaCl + NH3 + H2O (100 ° C)

2NH 4 Cl (T) + Ca (OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200 ° C)

2NН 4 Сl (conc.) + Mg = Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80 ° C)

2NН 4 Сl (conc., fierbinte) + Мg (ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O

NH + (sat.) + NO - 2 (sat.) = N2 + 2H2O (100 ° C)

NH4CI + KNO3 = N2O + 2H2O + KCI (230-300 ° C)

Primirea: interacţiunea NH 3 cu HCl în fază gazoasă sau NH 3 H 2 O cu HCl în soluţie.

Hipoclorit de calciu Ca (C l O) 2 ... Sarea acidului hipocloros HClO. Alb, se descompune la încălzire fără a se topi. Să ne dizolvăm bine în apă rece (se formează o soluție incoloră), se hidrolizează prin anion. Reactiv, complet descompus de apă fierbinte, acizi. Agent oxidant puternic. Când sta în picioare, soluția absoarbe dioxidul de carbon din aer. Este o componentă activă clor (albire) lămâie verde - amestecuri de compoziție nedefinită cu CaCl2 și Ca (OH)2. Ecuațiile celor mai importante reacții:

Ca (ClO)2 = CaCl2 + O2 (180 ° C)

Ca (ClO) 2 (t) + 4HCI (conc.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 ° C)

Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (in frig)

Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (dil.) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Primirea:

2Ca (OH) 2 (suspensie) + 2Cl2 (g) = Ca (ClO)2 + CaCl2 + 2H2O

Clorat de potasiu KS lO 3 ... Sarea acidului cloric HClO 3, cea mai cunoscută sare a acizilor clor care conțin oxigen. Denumirea tehnică - sare de berthollet(numit după descoperitorul său C.-L. Berthollet, 1786). Alb, se topește fără descompunere, se descompune la încălzire ulterioară. Să ne dizolvăm bine în apă (se formează o soluție incoloră), nu există hidroliză. Se descompune cu acizi concentrați. Agent oxidant puternic la topire.

Se folosește ca componentă a amestecurilor explozive și pirotehnice, capete de chibrit, în laborator - o sursă solidă de oxigen.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

4KSlO 3 = 3KSlO 4 + KCl (400 ° C)

2KSlO 3 = 2KSl + 3O 2 (150-300°C, cat.MpO 2 )

КСlO 3 (Т) + 6HСl (conc.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80 ° C)

3КСlO 3 (Т) + 2Н 2 SO 4 (conc., fierbinte) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(dioxidul de clor explodează în lumină: 2ClO2 (D)= Сl 2 + 2O 2 )

2KSlO3 + E2 (ex.) = 2KEO3 + CI2 (în partea NNU 3 , E = Br, eu)

KClO3 + H2O → H2 + KClO4 (Electroliză)

Primirea KClO 3 în industrie - electroliza unei soluții fierbinți de KCl (produsul KClO 3 este eliberat la anod):

КСl + 3Н 2 O → Н 2 + КСlO 3 (40-60 ° C, electroliză)

Bromură de potasiu KB r ... Sare fara oxigen. Alb, nehigroscopic, se topește fără descompunere. Să ne dizolvăm bine în apă, nu există hidroliză. Agent reducător (mai slab decât

Reacție calitativă pentru ionul Br - deplasarea bromului din soluția de KBr cu clor și extracția bromului într-un solvent organic, de exemplu CCl 4 (ca urmare, stratul apos devine decolorat, stratul organic devine maro).

Este folosit ca o componentă a gravanților pentru gravarea metalelor, o componentă a emulsiilor fotografice și un medicament.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

2KBr (t) + 2H2SO4 (CONC., Hor.) + MnO2 (t) = Br2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4

5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 2 O

Br - + Ag + = AgBr ↓

2KBr (p) + Cl 2 (G) = 2KCl + Br 2 (p)

KBr + 3H2O → 3H2 + KBrO3 (60-80 ° C, electroliză)

Primirea:

K2CO3 + 2HBr = 2KVr+ CO2 + H2O

Iodură de potasiu K eu ... Sare fara oxigen. Alb, neabsorbant. Devine galben atunci când este depozitat la lumină. Să ne dizolvăm bine în apă, nu există hidroliză. Agent reducător tipic. O soluție apoasă de KI dizolvă bine I 2 datorită complexării.

Calitate superioară reacția la ionul I este deplasarea iodului din soluția de KI prin lipsa de clor și extracția iodului într-un solvent organic, de exemplu CCl 4 (ca urmare, stratul apos devine decolorat, stratul organic devine violet) .

Ecuațiile celor mai importante reacții:

10I - + 16H + + 2MnO 4 - = 5I 2 ↓ + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I - + 2H + + H 2 O 2 (3%) = I 2 ↓ + 2H 2 O

2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O

5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O

I - + Аg + = АgI (galben.) ↓

2KI (p) + Cl 2 (p) (săptămâni) = 2KCl + I 2 ↓

KI + 3H 2 O + 3Cl 2 (p) (ex.) = KIO 3 + 6HCl (80 ° C)

KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (scurt) („apă cu iod”)

KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (electroliza, 50-60 ° C)

Primirea:

K2CO3 + 2HI = 2 Ceu+ CO2 + H2O

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

Fiind în natură, obțineți:

Clorul natural este un amestec de doi izotopi, 35 Cl și 37 Cl. Clorul este cel mai abundent halogen din scoarța terestră. Deoarece clorul este foarte activ, în natură se găsește numai sub formă de compuși din compoziția mineralelor: halit NaCl, silvinit KCl, silvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, carnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl Mg 4 · 3H 2 O. Cele mai mari rezerve de clor sunt cuprinse în compoziţia sărurilor apelor mărilor şi oceanelor.
La scară industrială, clorul se obține împreună cu hidroxid de sodiu și hidrogen în timpul electrolizei unei soluții de clorură de sodiu:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Pentru a recupera clorul din clorura de hidrogen, care este un produs secundar al clorării industriale a compușilor organici, se folosește procesul Deacon (oxidarea catalitică a acidului clorhidric cu oxigenul atmosferic):
4HCI + O2 = 2H2O + 2CI2
În laboratoare, procesele sunt de obicei utilizate pe baza oxidării clorurii de hidrogen cu oxidanți puternici (de exemplu, oxid de mangan (IV), permanganat de potasiu, dicromat de potasiu):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Proprietăți fizice:

În condiții normale, clorul este un gaz galben-verzui cu miros sufocant. Clorul se dizolvă în mod semnificativ în apă („apa cu clor”). La 20 ° C, 2,3 volume de clor sunt dizolvate într-un volum de apă. Temperatura de evaporare = -34°C; punct de topire = -101 ° C, densitate (gaz, n.o.) = 3,214 g/l.

Proprietăți chimice:

Clorul este foarte activ - se combină direct cu aproape toate elementele tabelului periodic, metale și nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte). Clorul este un agent oxidant foarte puternic, care înlocuiește nemetalele mai puțin active (brom, iod) din compușii lor cu hidrogen și metale:
CI2 + 2HBr = Br2 + 2HCI; CI2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
Când este dizolvat în apă sau alcalii, clorul se dismută, formând acizi hipocloroși (și când este încălzit, percloric) și acizi clorhidric sau sărurile acestora.
CI2 + H20 HCIO + HCI;
Clorul interacționează cu mulți compuși organici, intrând în reacții de substituție sau adiție:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH2 = CH2 + CI2 => CI-CH2-CH2-CI
C6H6 + CI2 => C6H6CI + HCI
Clorul are șapte stări de oxidare: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Cele mai importante conexiuni:

Acid clorhidric HCI- un gaz incolor, fumează în aer datorită formării picăturilor de ceață cu vaporii de apă. Are un miros înțepător și este foarte iritant pentru tractul respirator. Conținut în gaze și ape vulcanice, în sucul gastric. Proprietățile chimice depind de starea în care se află (poate fi în stare gazoasă, lichidă sau în soluție). Soluția de HCl se numește acid clorhidric (clorhidric).... Este un acid puternic care înlocuiește acizii mai slabi din sărurile lor. Săruri - cloruri- substante solide cristaline cu puncte de topire ridicate.
Cloruri covalente- compuși ai clorului cu nemetale, gaze, lichide sau solide cu punct de topire scăzut cu proprietăți acide caracteristice, de regulă, ușor hidrolizați cu apă pentru a forma acid clorhidric:
PCI5 + 4H20 = H3P04 + 5HCI;
Oxid de clor (I) Cl2O., gazul este de culoare galben-maronie cu un miros înțepător. Afectează organele respiratorii. Ușor solubil în apă, formând acid hipocloros.
Acid hipocloros HClO... Există doar în soluții. Este un acid slab și instabil. Se descompune cu ușurință în acid clorhidric și oxigen. Agent oxidant puternic. Se formează prin dizolvarea clorului în apă. Săruri - hipocloriți, instabil (NaClO * H 2 O se descompune cu o explozie la 70 ° C), agenți oxidanți puternici. Folosit pe scară largă pentru albire și dezinfecție pudră de albire, sare mixtă Ca (Cl) OCl
Acid cloros HCIO2, în formă liberă este instabilă, chiar și într-o soluție apoasă diluată, se descompune rapid. Acid de putere medie, săruri - cloriți sunt în general incolore și ușor solubile în apă. Spre deosebire de hipocloriți, cloriții prezintă proprietăți oxidante pronunțate numai într-un mediu acid. Cea mai mare aplicație (pentru albirea țesăturilor și a pastei de hârtie) este cloritul de sodiu NaClO2.
Oxid de clor (IV) ClO2, - un gaz galben-verzui cu miros neplăcut (înțepător), ...
Acid cloric, HClO 3 - instabil în formă liberă: este disproporționat față de ClO 2 și HClO 4. Săruri - clorati; dintre acestea, clorații de sodiu, potasiu, calciu și magneziu sunt de cea mai mare importanță. Aceștia sunt oxidanți puternici, explozivi atunci când sunt amestecați cu agenți reducători. Clorură de potasiu ( sarea lui berthollet) - KClO 3, a fost folosit pentru obținerea oxigenului în laborator, dar din cauza pericolului mare nu a mai fost folosit. Soluțiile de clorat de potasiu au fost folosite ca un antiseptic ușor, medicament extern pentru gargară.
Acid percloric HCIO4, în soluții apoase, acidul percloric este cel mai stabil dintre toți acizii clor care conțin oxigen. Acidul percloric anhidru, care se obține folosind acid sulfuric concentrat din 72% HCIO4, nu este foarte stabil. Este cel mai puternic acid monobazic (în soluție apoasă). Săruri - perclorati, sunt utilizați ca oxidanți (motoare de rachetă cu combustibil solid).

Aplicație:

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

Rolul biologic și toxicitatea:

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

Korotkova Y., Shvetsova I.
Universitatea de Stat KhF Tyumen, grupa 571.

Surse: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl et al.,
Site-ul Universității Tehnice Chimice Ruse numit după D. I. Mendeleeva:

• Denumire - Cl (Clor);
• Perioada - III;
• Grupa - 17 (VIIa);
• Masa atomică - 35,4527;
• Numărul atomic - 17;
• Raza atomului = 99 pm;
• Raza covalentă = 102 ± 4 pm;
• Distribuția electronilor - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• punct de topire = 100,95 °C;
• punctul de fierbere = -34,55 ° C;
• Electronegativitatea (după Pauling / după Alpred și Rohov) = 3,16 / -;
• Stare de oxidare: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Densitatea (n. At.) = 3,21 g/cm3;
• Volumul molar = 18,7 cm 3 / mol.

Clorul în forma sa pură a fost izolat pentru prima dată de omul de știință suedez Karl Scheele în 1774. Elementul și-a primit numele actual în 1811, când G. Davie a propus denumirea de „clor”, care a fost scurtat în curând la „clor” cu mâna ușoară a lui J. Gay-Lussac. Omul de știință german Johann Schweiger a propus denumirea de „halogen” pentru clor, dar s-a decis să se folosească acest termen pentru a denumi întregul grup de elemente, care include și clorul.

Clorul este cel mai abundent halogen din scoarța terestră - clorul reprezintă 0,025% din masa totală a atomilor din scoarța terestră. Datorită activității sale ridicate, clorul nu se găsește în natură sub formă liberă, ci doar în compoziția compușilor, în timp ce clorul se află „pe tambur” cu care element să reacționeze, știința modernă cunoaște compușii clorului cu aproape întregul tabel periodic. .

Cea mai mare parte a clorului de pe Pământ este conținută în apa sărată a Oceanului Mondial (conținut 19 g/l). Dintre minerale, cel mai mult clorul se găsește în halit, silvit, silvinit, bischofit, carnalit și cainit.

Clorul joacă un rol important în activitatea celulelor nervoase, precum și în reglarea proceselor osmotice la oameni și animale. Clorul face, de asemenea, parte din substanța verde a plantelor - clorofila.

Clorul natural este compus dintr-un amestec de doi izotopi:

• 35 Cl - 75,5%
• 37 Cl - 24,5%

Orez. Structura atomului de clor.

Configurația electronică a atomului de clor este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (vezi. Structura electronică a atomilor). La formarea legăturilor chimice cu alte elemente, 5 electroni pot participa la nivelul exterior 3p + 2 electroni la nivelul 3s (7 electroni în total), prin urmare, în compuși, clorul poate lua stări de oxidare de la +7 la - 1. După cum sa menționat mai sus, clorul este un halogen reactiv.

Proprietățile fizice ale clorului:

• la n.u. Clorul este un gaz otrăvitor verde-galben cu miros înțepător;
• clorul este de 2,5 ori mai greu decât aerul;
• la n.u. În 1 litru de apă se dizolvă 2,5 volume de clor - această soluție se numește apa cu clor.

Proprietățile chimice ale clorului

Interacțiunea clorului cu substanțe simple(Cl acționează ca un agent oxidant puternic):

• cu hidrogen (reacția are loc numai în prezența luminii): Cl 2 + H 2 = 2HCl
• cu metale pentru a forma cloruri: Cl 2 0 + 2Na 0 = 2Na +1 Cl -1 3Cl 2 0 + 2Fe 0 = 2Fe +3 Cl 3 -1
• cu nemetale mai puțin electronegative decât clorul: Cl 2 0 + S 0 = S +2 Cl 2 -1 3Cl 2 0 + 2P 0 = 2P +3 Cl 3 -1
• clorul nu reacționează direct cu azotul și oxigenul.

Interacțiunea clorului cu substanțe complexe:

Una dintre cele mai cunoscute reacții ale clorului cu substanțe complexe este interacțiunea clorului cu apa - oricine locuiește într-un oraș mare, cu siguranță, se confruntă periodic cu o situație în care, după ce a deschis robinetul cu apă, simte un miros persistent de clor, după care mulți se plâng, spun ei, apa a fost din nou clorinată... Clorarea apei este una dintre principalele modalități de a o dezinfecta de microorganismele nedorite care sunt nesigure pentru sănătatea umană. De ce se întâmplă? Să analizăm reacția clorului cu apa, care are loc în două etape:

• În prima etapă se formează doi acizi: clorhidric și hipocloros: Cl 2 0 + H 2 O ↔ HCl -1 + HCl +1 O
• În a doua etapă, acidul hipocloros se descompune cu eliberarea de oxigen atomic, care oxidează apa (uciderea microorganismelor) + expune țesăturile vopsite cu coloranți organici efectului de albire, dacă sunt scufundate în apă cu clor: HClO = HCl + [O] - reacția se desfășoară în lumină

CU acizi clorul nu interacționează.

Interacțiunea clorului cu temeiuri:

• la rece: Cl 2 0 + 2NaOH = NaCl -1 + NaCl +1 O + H 2 O
• la încălzire: 3Cl 2 0 + 6KOH = 5KCl -1 + KCl +5 O 3 + 3H 2 O
• cu bromuri metalice: Cl 3 + 2KBr = 2KCl + Br 2 ↓
• cu ioduri metalice: Cl 2 + 2KI = 2KCl + I 2 ↓
• clorul nu reacționează cu fluorurile metalice, datorită capacității lor de oxidare mai mari decât clorul.

Clorul intră „ușor” în reacții cu substanțele organice:

Cl 2 + CH 4 → CH 3 Cl + HCI Cl 2 + C 6 H 6 → C 6 H 5 Cl + HCI

Ca rezultat al primei reacții cu metanul, care are loc în lumină, se formează clorură de metil și acid clorhidric. Ca rezultat al celei de-a doua reacții cu benzenul, care are loc în prezența unui catalizator (AlCl 3), se formează clorbenzen și acid clorhidric.

• Ecuații redox a clorului (metoda echilibrului electronic).
• Ecuații ale reacțiilor redox ale clorului (metoda semireacției).

Producția și utilizarea clorului

Clorul este produs industrial prin electroliza unei soluții apoase (clorul este eliberat la anod; la catod - hidrogen) sau topitură de clorură de sodiu (clorul este eliberat la anod; la catod - sodiu):

2NaCl + 2H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2NaOH 2NaCl → Cl 2 + 2Na

În laborator, clorul este produs prin acțiunea HCl concentrat asupra diferiților agenți oxidanți la încălzire. Oxidul de mangan, permanganatul de potasiu, sarea lui Berthollet pot acționa ca oxidanți:

4HCl -1 + Mn +4 O 2 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O 2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O KCl + 5 O 3 + 6HCl -1 = KCl + 3Cl 2 0 + 3H 2 O

Aplicarea clorului:

• albirea țesăturilor și hârtiei;
• dezinfectarea apei;
• producția de materiale plastice;
• producerea de înălbitor, cloroform, pesticide, detergenți, cauciucuri;
• sinteza acidului clorhidric în producerea acidului clorhidric.

Clor(din greacă. χλωρ? ς - „verde”) - un element al subgrupului principal al celui de-al șaptelea grup, a treia perioadă a sistemului periodic de elemente chimice al lui D. I. Mendeleev, cu număr atomic 17. Este desemnat prin simbolul Cl(lat. clor). Nemetal reactiv. Este inclus în grupul de halogeni (inițial numele „halogen” a fost folosit de chimistul german Schweiger pentru clor [literal „halogen” se traduce prin soleod], dar nu a prins rădăcini, iar mai târziu a devenit comun pentru grupul VII. de elemente, care include clorul).

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

Istoria descoperirii clorului

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

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

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

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

Distribuție în natură

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

Proprietăți fizice și fizico-chimice

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

Unele proprietăți fizice ale clorului

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

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

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

Solubilitate

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

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

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

Proprietăți chimice

Structura învelișului de electroni

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

Sunt cunoscuți și compușii de clor în care atomul de clor prezintă în mod formal valențe de 4 și 6, de exemplu ClO2 și Cl2O6. Cu toate acestea, acești compuși sunt radicali, ceea ce înseamnă că au un electron nepereche.

Interacțiunea cu metalele

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

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

Interacțiunea cu nemetale

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

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

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

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

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

CI2 + 3F2 (g) → 2ClF3

Alte proprietăți

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

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

Când reacţionează cu monoxidul de carbon, se formează fosgen:

Cl 2 + CO → COCl 2

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

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

Clorarea hidroxidului de calciu uscat produce înălbitor:

CI2 + Ca (OH)2 → CaCI (OCl) + H2O

Acțiunea clorului asupra amoniacului poate produce triclorura de azot:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4CI

Proprietăți de oxidare a clorului

Clorul este un agent oxidant foarte puternic.

CI2 + H2S → 2HCI + S

Reacții cu substanțe organice

Cu compuși saturați:

CH3-CH3 + CI2 → C2H5CI + HCI

Unește compușii nesaturați în legături multiple:

CH2 = CH2 + CI2 → CI-CH2-CH2-CI

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

C6H6 + CI2 → C6H5CI + HCI

Metode de obținere

Metode industriale

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

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

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

4HCI + O2 → 2H2O + 2Cl2

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

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

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

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

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

Metoda diafragmei cu catod solid

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

Metoda membranei cu catod solid

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

Metoda catodului lichid de mercur

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

Metode de laborator

În laboratoarele pentru producția de clor, procesele sunt de obicei utilizate pe baza oxidării clorurii de hidrogen cu oxidanți puternici (de exemplu, oxid de mangan (IV), permanganat de potasiu, dicromat de potasiu):

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

Depozitarea clorului

Clorul produs este stocat în „rezervoare” speciale sau pompat în cilindri de oțel de înaltă presiune. Cilindrii cu clor lichid sub presiune au o culoare specială - culoarea mlaștină. Trebuie remarcat faptul că, în timpul funcționării pe termen lung a buteliilor de clor, triclorura de azot extrem de explozivă se acumulează în ele și, prin urmare, din când în când buteliile de clor trebuie să fie supuse spălării de rutină și purificării clorurii de azot.

Standarde de calitate a clorului

Conform GOST 6718-93 „Clor lichid. Specificații „se produc următoarele grade de clor

Aplicație

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

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

Multe țări dezvoltate încearcă să limiteze utilizarea clorului în viața de zi cu zi, inclusiv pentru că la arderea deșeurilor care conțin clor se formează o cantitate semnificativă de dioxine.

Rolul biologic

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

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

O persoană consumă 5-10 g de NaCl pe zi. Necesarul uman minim de clor este de aproximativ 800 mg pe zi. Copilul primește cantitatea necesară de clor prin laptele matern, care conține 11 mmol/L de clor. NaCl este esențial pentru producția de acid clorhidric în stomac, care ajută digestia și ucide bacteriile. În prezent, participarea clorului la apariția anumitor boli la om nu este bine înțeleasă, în principal din cauza numărului mic de studii. Este suficient să spunem că nici măcar recomandări pentru consumul zilnic de clor nu au fost elaborate. Țesutul muscular uman conține 0,20-0,52% clor, țesut osos - 0,09%; în sânge - 2,89 g / l. Persoana medie (greutate corporală 70 kg) conține 95 g de clor. În fiecare zi, cu alimente, o persoană primește 3-6 g de clor, care în exces acoperă nevoia acestui element.

Ionii de clor sunt vitali pentru plante. Clorul este implicat în metabolismul energetic la plante, activând fosforilarea oxidativă. Este necesar pentru formarea oxigenului în procesul de fotosinteză de către cloroplaste izolate, stimulează procesele auxiliare ale fotosintezei, în primul rând cele asociate cu acumularea de energie. Clorul are un efect pozitiv asupra absorbției oxigenului de către rădăcini, compuși de potasiu, calciu, magneziu. O concentrație excesivă de ioni de clor în plante poate avea și o parte negativă, de exemplu, reduce conținutul de clorofilă, reduce activitatea fotosintezei și întârzie creșterea și dezvoltarea plantelor.

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

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

Caracteristicile muncii și precauții

Clorul este un gaz asfixiant toxic, atunci când intră în plămâni provoacă arsuri ale țesutului pulmonar, asfixiere. Are un efect iritant asupra tractului respirator la o concentrație în aer de aproximativ 0,006 mg/l (adică, de două ori pragul de miros al clorului). Clorul a fost unul dintre primii agenți de război chimic folosiți de Germania în Primul Război Mondial. Când lucrați cu clor, trebuie să utilizați îmbrăcăminte de protecție, o mască de gaz și mănuși. Pentru o scurtă perioadă de timp, puteți proteja organele respiratorii de pătrunderea clorului în ele cu o cârpă umezită cu o soluție de sulfit de sodiu Na 2 SO 3 sau tiosulfat de sodiu Na 2 S 2 O 3.

Limita maximă de concentrație a clorului în aer este următoarea: medie zilnică - 0,03 mg/m³; maxim o singură dată - 0,1 mg / m³; în sălile de lucru ale unei întreprinderi industriale - 1 mg / m³.