المركبات التي تحتوي على الكلور. انظر ما هو "الكلور" في القواميس الأخرى
Cl 2 في المجلد. T - غاز أصفر-أخضر ذو رائحة خانقة حادة، أثقل بـ 2.5 مرة من الهواء، قابل للذوبان قليلاً في الماء (~ 6.5 جم/لتر)؛ X. ر. في المذيبات العضوية غير القطبية. ويوجد بشكل حر فقط في الغازات البركانية.
طرق الحصول على
بناءً على عملية أكسدة Cl - الأنيونات
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
صناعي
التحليل الكهربائي للمحاليل المائية للكلوريدات، في كثير من الأحيان كلوريد الصوديوم:
2NaCl + 2H2O = Cl2 + 2NaOH + H2
معمل
أكسدة con. HCI مع عوامل مؤكسدة مختلفة:
4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O
14HCl + K2Cr2O7 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
الخواص الكيميائية
الكلور عامل مؤكسد قوي جدًا. أكسدة المعادن واللافلزات والمواد المعقدة، وتحولها إلى أنيونات الكلوريد المستقرة للغاية:
Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -
ردود الفعل مع المعادن
تشتعل وتحترق المعادن النشطة في جو من غاز الكلور الجاف؛ وفي هذه الحالة تتشكل كلوريدات المعادن.
Cl2 + 2Na = 2NaCl
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
تتأكسد المعادن منخفضة النشاط بسهولة أكبر بواسطة الكلور الرطب أو محاليله المائية:
الكلورين 2 + النحاس = CuCl 2
3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3
ردود الفعل مع اللافلزات
لا يتفاعل الكلور بشكل مباشر إلا مع O 2، N 2، C. تحدث التفاعلات مع غير المعادن الأخرى في ظل ظروف مختلفة.
تتشكل الهاليدات اللافلزية. التفاعل الأكثر أهمية هو التفاعل مع الهيدروجين.
Cl2 + H2 = 2HC1
Cl2 + 2S (ذوبان) = S2Cl2
ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (أو РCl 5 - ما يزيد عن Cl 2)
2Cl 2 + Si = SiCl 4
3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3
إزاحة اللافلزات الحرة (Br2,I2,N2,S) من مركباتها
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
Cl2 + H2S = S + 2HCl
3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl
عدم تناسب الكلور في الماء والمحاليل المائية للقلويات
ونتيجة للأكسدة الذاتية والاختزال الذاتي، تتحول بعض ذرات الكلور إلى أنيونات Cl، في حين يتم تضمين ذرات أخرى في حالة أكسدة موجبة في أنيونات ClO - أو ClO 3 -.
Cl 2 + H 2 O = حمض الهيدروكلوريك + حمض الهيدروكلوريك HClO هيبوكلوروس
Cl2 + 2KOH = بوكل + KClO + H2O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H2O
هذه التفاعلات مهمة لأنها تؤدي إلى إنتاج مركبات كلور الأكسجين:
KClO 3 وCa(ClO) 2 - هيبوكلوريت؛ KClO 3 - كلورات البوتاسيوم (ملح بيرثوليت).
تفاعل الكلور مع المواد العضوية
أ) استبدال ذرات الهيدروجين في جزيئات OM
ب) ارتباط جزيئات Cl 2 بموقع تمزق روابط الكربون والكربون المتعددة
H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-ثنائي كلورو الإيثان
HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-رباعي كلورو الإيثان
كلوريد الهيدروجين وحمض الهيدروكلوريك
غاز كلوريد الهيدروجين
الخصائص الفيزيائية والكيميائية
حمض الهيدروكلوريك - كلوريد الهيدروجين. في المراجعة. ت – عديم اللون . غاز ذو رائحة نفاذة، يسيل بسهولة تامة (mp -114°C, bp -85°C). حمض الهيدروكلوريك اللامائي، في كل من الحالة الغازية والسائلة، غير موصل للكهرباء وخامل كيميائيًا تجاه المعادن وأكاسيد المعادن وهيدروكسيدات، بالإضافة إلى العديد من المواد الأخرى. وهذا يعني أنه في غياب الماء، لا يظهر كلوريد الهيدروجين خصائص حمضية. فقط عند درجات الحرارة المرتفعة جدًا يتفاعل حمض الهيدروكلوريك الغازي مع المعادن، حتى تلك منخفضة النشاط مثل Cu وAg.
تظهر أيضًا خصائص الاختزال لأنيون الكلوريد في حمض الهيدروكلوريك إلى حد ما: فهو يتأكسد بواسطة الفلور في الحجم. T، وأيضًا عند ارتفاع T (600 درجة مئوية) في وجود المحفزات، فإنه يتفاعل بشكل عكسي مع الأكسجين:
2HCl + F2 = Cl2 + 2HF
4HCl + O2 = 2Сl2 + 2H2O
يستخدم حمض الهيدروكلوريك الغازي على نطاق واسع في التخليق العضوي (تفاعلات الكلورة الهيدروجينية).
طرق الحصول على
1. التوليف من مواد بسيطة:
ح 2 + الكلور 2 = 2 حمض الهيدروكلوريك
2. يتكون كمنتج ثانوي أثناء كلورة الهيدروكربونات:
R-H + Cl 2 = R-Cl + حمض الهيدروكلوريك
3. في المختبر يتم الحصول عليه من خلال عمل conc. H2SO4 للكلوريدات:
H 2 SO 4 (conc.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (مع تسخين منخفض)
H 2 SO 4 (مكثف) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (مع تسخين عالي جدًا)
محلول مائي من حمض الهيدروكلوريك - حمض قوي (الهيدروكلوريك أو الهيدروكلوريك)
حمض الهيدروكلوريك قابل للذوبان بشدة في الماء: في المجلد. في 1 لتر من H2O يذوب ~ 450 لترًا من الغاز (يصاحب الذوبان إطلاق كمية كبيرة من الحرارة). يحتوي المحلول المشبع على نسبة كتلة من حمض الهيدروكلوريك تعادل 36-37%. هذا المحلول له رائحة نفاذة وخانقة للغاية.
تتفكك جزيئات حمض الهيدروكلوريك في الماء بالكامل تقريبًا إلى أيونات، أي أن المحلول المائي لحمض الهيدروكلوريك هو حمض قوي.
الخواص الكيميائية لحمض الهيدروكلوريك
1. يظهر حمض الهيدروكلوريك المذاب في الماء جميع الخصائص العامة للأحماض بسبب وجود أيونات H +
حمض الهيدروكلوريك → ح + + الكلور -
تفاعل:
أ) مع المعادن (حتى H):
2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2
ب) مع الأكاسيد الأساسية والمذبذبة:
2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O
6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O
ج) مع القواعد والهيدروكسيدات المذبذبة:
2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O
3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZH 2 O
د) مع أملاح الأحماض الأضعف:
2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O
حمض الهيدروكلوريك + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl
ه) مع الأمونيا:
حمض الهيدروكلوريك + NH 3 = NH 4 Cl
التفاعلات مع عوامل مؤكسدة قوية F 2، MnO 2، KMnO 4، KClO 3، K 2 Cr 2 O 7. يتأكسد Cl - أنيون لتحرير الهالوجين:
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
لمعادلات التفاعل، راجع "إنتاج الكلور". أهمية خاصة هي ORR بين أحماض الهيدروكلوريك والنيتريك:
التفاعلات مع المركبات العضوية
تفاعل:
أ) مع الأمينات (كقواعد عضوية)
R-NH 2 + حمض الهيدروكلوريك → + الكلور -
ب) مع الأحماض الأمينية (كمركبات مذبذبة)
أكاسيد الكلور والأحماض الأوكسية
أكاسيد حمضية
الأحماض
أملاح
الخواص الكيميائية
1. جميع أحماض أوكسوايد الكلور وأملاحها هي عوامل مؤكسدة قوية.
2. تتحلل جميع المركبات تقريبًا عند تسخينها بسبب تقليل الأكسدة داخل الجزيئات أو عدم التناسب.
مسحوق التبييض
الجير الكلوريك (المبيض) هو خليط من هيبوكلوريت وكلوريد الكالسيوم، وله تأثير مبيض ومطهر. يُنظر إليه أحيانًا كمثال لملح مختلط يحتوي في نفس الوقت على أنيونات حمضين:
ماء جافيل
محلول مائي من كلوريد البوتاسيوم والهابوكلوريت KCl + KClO + H 2 O
في عام 1774، حصل الكيميائي السويدي كارل شيل لأول مرة على الكلور، لكن كان يُعتقد أنه ليس عنصرًا منفصلاً، بل هو نوع من حمض الهيدروكلوريك (المسعر). تم الحصول على عنصر الكلور في بداية القرن التاسع عشر على يد ج. ديفي، الذي قام بتحليل ملح الطعام إلى كلور وصوديوم عن طريق التحليل الكهربائي.
الكلور (من اليونانية χlectωρός - الأخضر) هو عنصر من عناصر المجموعة السابعة عشر من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف عدده الذري 17 وكتلته الذرية 35.452. التسمية المقبولة Cl (من اللاتينية الكلوروم).
التواجد في الطبيعة
الكلور هو الهالوجين الأكثر وفرة في القشرة الأرضية، وغالبًا ما يكون على شكل نظيرين. بسبب النشاط الكيميائي، يوجد فقط في شكل مركبات للعديد من المعادن.
الكلور هو غاز سام أصفر مخضر، له رائحة قوية كريهة وطعم حلو. لقد كان الكلور بعد اكتشافه هو الذي تم اقتراح تسميته الهالوجين، وهو مدرج في المجموعة التي تحمل الاسم نفسه كواحد من أكثر اللافلزات نشاطًا كيميائيًا.
متطلبات الكلور اليومية
عادة، يجب أن يتلقى الشخص البالغ الأصحاء 4-6 جرام من الكلور يوميًا، وتزداد الحاجة إليه مع النشاط البدني النشط أو الطقس الحار (مع زيادة التعرق). عادة، يتلقى الجسم احتياجاته اليومية من الطعام مع اتباع نظام غذائي متوازن.
المورد الرئيسي للكلور للجسم هو ملح الطعام - خاصة إذا لم يتم معالجته بالحرارة، لذلك من الأفضل ملح الأطباق الجاهزة. تحتوي أيضًا على الكلور والمأكولات البحرية واللحوم و، و.
التفاعل مع الآخرين
يتم تنظيم التوازن الحمضي القاعدي والماء في الجسم عن طريق الكلور.
علامات نقص الكلور
وينجم نقص الكلور عن عمليات تؤدي إلى جفاف الجسم - التعرق الشديد في الحرارة أو أثناء المجهود البدني، والقيء، والإسهال، وبعض أمراض الجهاز البولي. ومن علامات نقص الكلور الخمول والنعاس، وضعف العضلات، وجفاف الفم الواضح، وفقدان التذوق، وقلة الشهية.
علامات الكلور الزائد
علامات زيادة الكلور في الجسم هي: ارتفاع ضغط الدم، السعال الجاف، ألم في الرأس والصدر، ألم في العينين، دمع، اضطرابات في الجهاز الهضمي. كقاعدة عامة، يمكن أن يكون سبب زيادة الكلور هو شرب ماء الصنبور العادي الذي يخضع لعملية تطهير بالكلور ويحدث لدى العاملين في الصناعات التي ترتبط مباشرة باستخدام الكلور.
الكلور في جسم الإنسان:
- ينظم توازن الماء والحمض القاعدي ،
- يزيل السوائل والأملاح من الجسم من خلال عملية التنظيم التناضحي،
- يحفز الهضم الطبيعي ،
- تطبيع حالة خلايا الدم الحمراء ،
- ينظف الكبد من الدهون.
الاستخدام الرئيسي للكلور هو في الصناعة الكيميائية، حيث يتم استخدامه لإنتاج كلوريد البولي فينيل، ورغوة البوليسترين، ومواد التعبئة والتغليف، وكذلك عوامل الحرب الكيميائية والأسمدة النباتية. يعد تطهير مياه الشرب بالكلور الطريقة الوحيدة المتاحة لتنقية المياه.
· الدور البيولوجي · السمية · الأدب · مقالات ذات صلة · تعليقات · ملاحظات · الموقع الرسمي ·
الطرق الكيميائية
الطرق الكيميائية لإنتاج الكلور غير فعالة ومكلفة. اليوم لديهم أهمية تاريخية بشكل رئيسي. يمكن الحصول عليه عن طريق تفاعل برمنجنات البوتاسيوم مع حمض الهيدروكلوريك:
طريقة شيلي
في البداية كانت الطريقة الصناعية لإنتاج الكلور تعتمد على طريقة شيلي، أي تفاعل البيرولوزيت مع حمض الهيدروكلوريك:
طريقة الشماس
في عام 1867، طور ديكون طريقة لإنتاج الكلور عن طريق الأكسدة الحفزية لكلوريد الهيدروجين مع الأكسجين الجوي. تُستخدم عملية الشماس اليوم لاستعادة الكلور من كلوريد الهيدروجين، وهو منتج ثانوي للكلورة الصناعية للمركبات العضوية.
الطرق الكهروكيميائية
اليوم، يتم إنتاج الكلور على نطاق صناعي مع هيدروكسيد الصوديوم والهيدروجين عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول ملح الطعام، ويمكن تمثيل العمليات الرئيسية من خلال الصيغة الموجزة:
يتم استخدام ثلاثة أنواع من الطريقة الكهروكيميائية لإنتاج الكلور. اثنان منهم هما التحليل الكهربائي باستخدام كاثود صلب: طرق الحجاب الحاجز والغشاء، والثالث هو التحليل الكهربائي باستخدام كاثود الزئبق السائل (طريقة إنتاج الزئبق). تختلف جودة الكلور الناتج بالطرق الكهروكيميائية قليلاً:
طريقة الحجاب الحاجز
رسم تخطيطي للمحلل الكهربائي القديم لإنتاج الكلور والمشروبات الكحولية: أ- الأنود، في- العوازل، مع- الكاثود، د- مساحة مملوءة بالغازات (فوق الأنود - الكلور، فوق الكاثود - الهيدروجين)، م- الفتحة
إن أبسط الطرق الكهروكيميائية، من حيث تنظيم العملية ومواد البناء للمحلل الكهربائي، هي طريقة الحجاب الحاجز لإنتاج الكلور.
يتم تغذية المحلول الملحي الموجود في المحلل الكهربي الغشائي بشكل مستمر في مساحة الأنود ويتدفق عبر غشاء الأسبستوس، الذي يتم تركيبه عادةً على شبكة كاثود فولاذية، والتي يتم إضافة كمية صغيرة من ألياف البوليمر إليها في بعض الحالات.
يتم امتصاص الحجاب الحاجز عن طريق ضخ لب من ألياف الأسبستوس عبر المحلل الكهربائي، والذي عندما يعلق في شبكة الكاثود، يشكل طبقة من الأسبستوس تلعب دور الحجاب الحاجز.
في العديد من تصميمات المحلل الكهربائي، يتم غمر الكاثود بالكامل تحت طبقة من الأنوليت (المنحل بالكهرباء من مساحة الأنود)، ويتم إزالة الهيدروجين المنطلق على شبكة الكاثود من تحت الكاثود باستخدام أنابيب مخرج الغاز، دون اختراق الحجاب الحاجز إلى الأنود. الفضاء بسبب التيار المعاكس.
يعد التدفق المعاكس ميزة مهمة جدًا في تصميم المحلل الكهربائي الغشائي. بفضل تدفق التيار المعاكس الموجه من مساحة الأنود إلى مساحة الكاثود من خلال غشاء مسامي، يصبح من الممكن الحصول على السوائل والكلور بشكل منفصل. تم تصميم تدفق التيار المعاكس لمواجهة انتشار وانتقال أيونات OH إلى مساحة الأنود. إذا كان التيار المعاكس غير كاف، فإن أيون هيبوكلوريت (ClO -) يبدأ بالتشكل في مساحة الأنود بكميات كبيرة، والتي يمكن بعد ذلك أكسدتها عند الأنود إلى أيون الكلورات ClO 3 -. يؤدي تكوين أيون الكلورات إلى تقليل كفاءة تيار الكلور بشكل خطير وهو المنتج الثانوي الرئيسي في هذه الطريقة. كما أن إطلاق الأكسجين ضار أيضًا، مما يؤدي بالإضافة إلى ذلك إلى تدمير الأنودات، وإذا كانت مصنوعة من مواد كربونية، فإن دخول شوائب الفوسجين إلى الكلور.
الأنود: - العملية الرئيسيةالكاثود:- العملية الرئيسية
يمكن استخدام أقطاب الجرافيت أو الكربون كأنود في المحلل الكهربائي الغشائي. اليوم، تم استبدالها بشكل أساسي بأنودات التيتانيوم مع طلاء أكسيد الروثينيوم والتيتانيوم (أنودات ORTA) أو غيرها من الأنودات منخفضة الاستهلاك.
يترسب ملح الطعام وكبريتات الصوديوم والشوائب الأخرى عندما يزيد تركيزها في المحلول عن حد ذوبانها. يتم صب المحلول القلوي الكاوي من الرواسب ونقله كمنتج نهائي إلى المستودع أو تستمر مرحلة التبخر للحصول على منتج صلب، يليه الذوبان أو التقشر أو التحبيب.
يتم إرجاع الملح العكسي، أي ملح الطعام الذي تبلور إلى رواسب، مرة أخرى إلى العملية، لتحضير ما يسمى بالمحلول الملحي العكسي منه. ولتفادي تراكم الشوائب في المحاليل يتم فصل الشوائب عنها قبل تحضير المحلول الملحي العكسي.
يتم تعويض فقدان الأنوليت عن طريق إضافة محلول ملحي طازج يتم الحصول عليه عن طريق الترشيح تحت الأرض لطبقات ملح الهاليت والبيشوفيت والمعادن الأخرى التي تحتوي على كلوريد الصوديوم، بالإضافة إلى إذابتها في حاويات خاصة في موقع الإنتاج. قبل خلطه مع المحلول الملحي الراجع، يتم تنظيف المحلول الملحي الطازج من المعلقات الميكانيكية وجزء كبير من أيونات الكالسيوم والمغنيسيوم.
ويتم فصل الكلور الناتج عن بخار الماء، وضغطه، وتزويده إما لإنتاج المنتجات المحتوية على الكلور أو لتسييله.
نظرًا لبساطتها النسبية وتكلفتها المنخفضة، تُستخدم حاليًا طريقة الحجاب الحاجز لإنتاج الكلور على نطاق واسع في الصناعة.
مخطط المحلل الكهربائي الحجاب الحاجز.طريقة الغشاء
تعتبر الطريقة الغشائية لإنتاج الكلور هي الأكثر كفاءة في استخدام الطاقة، ولكنها في نفس الوقت صعبة التنظيم والتشغيل.
من وجهة نظر العمليات الكهروكيميائية، تشبه طريقة الغشاء طريقة الحجاب الحاجز، لكن فراغات الأنود والكاثود مفصولة تمامًا عن طريق غشاء التبادل الكاتيوني غير المنفذ للأنيونات. لذلك، في المحلل الكهربائي الغشائي، على عكس المحلل الكهربائي الغشائي، لا يوجد تدفق واحد، بل اثنان.
كما هو الحال في طريقة الحجاب الحاجز، يدخل تدفق المحلول الملحي إلى مساحة الأنود. وفي الكاثود - الماء منزوع الأيونات. من الفضاء الكاثود يتدفق تيار من anolyte المنضب، والذي يحتوي أيضًا على شوائب من أيونات هيبوكلوريت وكلورات والكلور، ومن الفضاء الأنوديك - الخمور والهيدروجين، خالية عمليًا من الشوائب وقريبة من التركيز التجاري، مما يقلل من تكاليف الطاقة تبخيرها وتنقيتها.
في الوقت نفسه، يتم تنقية محلول ملح التغذية (الطازج والمعاد تدويره) والماء بشكل مبدئي قدر الإمكان من أي شوائب. يتم تحديد هذا التنظيف الشامل من خلال التكلفة العالية لأغشية التبادل الكاتيوني البوليمرية وقابلية تعرضها للشوائب الموجودة في محلول التغذية.
بالإضافة إلى ذلك، فإن الشكل الهندسي المحدود، بالإضافة إلى القوة الميكانيكية المنخفضة والاستقرار الحراري لأغشية التبادل الأيوني، يحدد في معظمها التصميمات المعقدة نسبيًا لمنشآت التحليل الكهربائي للأغشية. لنفس السبب، تتطلب تركيبات الأغشية أنظمة المراقبة والتحكم الأوتوماتيكية الأكثر تطورًا.
رسم تخطيطي للمحلل الكهربائي الغشائي.طريقة الزئبق مع الكاثود السائل
ومن بين الطرق الكهروكيميائية لإنتاج الكلور، تتيح طريقة الزئبق الحصول على أنقى الكلور.
مخطط المحلل الكهربائي الزئبق.تتكون منشأة التحليل الكهربائي للزئبق من محلل كهربائي، ومحلل ملغم، ومضخة زئبق، مترابطة بواسطة اتصالات موصلة للزئبق.
كاثود المحلل الكهربائي عبارة عن تيار من الزئبق يتم ضخه بواسطة مضخة. الأنودات - الجرافيت أو الكربون أو التآكل المنخفض (ORTA أو TDMA أو غيرها). جنبا إلى جنب مع الزئبق، يتدفق محلول التغذية من ملح الطعام بشكل مستمر من خلال المحلل الكهربائي.
عند الأنود، تتأكسد أيونات الكلور من المنحل بالكهرباء، ويتحرر الكلور:
- العملية الرئيسيةتتم إزالة الكلور والأنوليت من المحلل الكهربائي. بالإضافة إلى ذلك، يتم تشبع المتحلل الذي يغادر المحلل الكهربائي بالهاليت الطازج، ويتم إزالة الشوائب التي يتم إدخالها معه، وكذلك تلك التي يتم غسلها من الأنودات والمواد الهيكلية، وإعادتها إلى التحليل الكهربائي. قبل التشبع، تتم إزالة الكلور المذاب فيه من المحلول.
وتؤدي المتطلبات المتزايدة للسلامة البيئية للإنتاج وارتفاع تكلفة الزئبق المعدني إلى الإزاحة التدريجية لطريقة الزئبق عن طريق طرق إنتاج الكلور باستخدام كاثود صلب.
الطرق المخبرية
ونظرًا لتوافر الكلور، عادةً ما يستخدم الكلور المسال في الأسطوانات في الممارسة المعملية. يمكن إنتاج الكلور عن طريق تفاعل الحمض مع هيبوكلوريت الصوديوم:
بالإضافة إلى ذلك، يتم إطلاق الأكسجين أيضًا. إذا كنت تستخدم حمض الهيدروكلوريك، فإن التفاعل يبدو مختلفًا:
للحصول على الكلور بكميات صغيرة، عادة ما تستخدم العمليات على أساس أكسدة كلوريد الهيدروجين مع عوامل مؤكسدة قوية (على سبيل المثال، أكسيد المنغنيز (IV)، برمنجنات البوتاسيوم، ثاني كرومات البوتاسيوم، ثاني أكسيد الرصاص، ملح بيرثوليت، وما إلى ذلك)، وثاني أكسيد المنغنيز أو برمنجنات البوتاسيوم:
إذا لم يكن من الممكن استخدام الأسطوانات، فيمكن استخدام المحللات الكهربية الصغيرة ذات القطب الكهربائي التقليدي أو الصمام الكهربائي لإنتاج الكلور.
من المحتمل أن يكون الكيميائيون قد حصلوا على الكلور، لكن اكتشافه وأبحاثه الأولى يرتبطان ارتباطًا وثيقًا باسم الكيميائي السويدي الشهير كارل فيلهلم شيل. اكتشف شيلي خمسة عناصر كيميائية - الباريوم والمنغنيز (مع يوهان هان)، والموليبدينوم، والتنغستن، والكلور، وبشكل مستقل عن الكيميائيين الآخرين (وإن كان ذلك لاحقًا) - ثلاثة أخرى: الأكسجين والهيدروجين والنيتروجين. ولا يمكن لأي كيميائي أن يكرر هذا الإنجاز فيما بعد. في الوقت نفسه، كان شيلي، الذي تم انتخابه بالفعل كعضو في الأكاديمية الملكية السويدية للعلوم، صيدليًا بسيطًا في كوبينج، على الرغم من أنه كان من الممكن أن يشغل منصبًا أكثر شرفًا ومرموقة. عرض عليه فريدريك الثاني العظيم نفسه، الملك البروسي، منصب أستاذ الكيمياء في جامعة برلين. قال شيله، رافضًا مثل هذه العروض المغرية: «لا أستطيع أن آكل أكثر مما أحتاج، وما أكسبه هنا في كوبينغ يكفيني لآكل».
كانت العديد من مركبات الكلور معروفة، بالطبع، قبل فترة طويلة من شيلي. يدخل هذا العنصر في العديد من الأملاح، بما في ذلك ملح الطعام الأكثر شهرة. في عام 1774، عزل شيله الكلور في صورته الحرة عن طريق تسخين معدن البيرولوسيت الأسود مع حمض الهيدروكلوريك المركز: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
في البداية، اعتبر الكيميائيون الكلور ليس كعنصر، ولكن كمركب كيميائي لعنصر غير معروف موريا (من موريا اللاتينية - محلول ملحي) مع الأكسجين. كان يعتقد أن حمض الهيدروكلوريك (كان يسمى حمض الموريك) يحتوي على أكسجين مرتبط كيميائيا. وقد تم "الشهادة" على ذلك، على وجه الخصوص، من خلال الحقيقة التالية: عندما يقف محلول الكلور في الضوء، يتم إطلاق الأكسجين منه، ويبقى حمض الهيدروكلوريك في المحلول. ومع ذلك، فإن المحاولات العديدة "لتمزيق" الأكسجين من الكلور لم تسفر عن شيء. وبالتالي، لم يتمكن أحد من الحصول على ثاني أكسيد الكربون عن طريق تسخين الكلور بالفحم (الذي "ينزع" الأكسجين من العديد من المركبات التي تحتوي عليه عند درجات الحرارة المرتفعة). ونتيجة لتجارب مماثلة أجراها همفري ديفي وجوزيف لويس جاي لوساك ولويس جاك ثينارد، أصبح من الواضح أن الكلور لا يحتوي على الأكسجين وهو مادة بسيطة. أدت تجارب جاي لوساك، الذي قام بتحليل النسبة الكمية للغازات في تفاعل الكلور مع الهيدروجين، إلى نفس النتيجة.
في عام 1811، اقترح ديفي اسم "الكلورين" للعنصر الجديد - من اليونانية. "كلوروس" - أصفر-أخضر. هذا هو بالضبط لون الكلور. نفس الجذر موجود في كلمة "الكلوروفيل" (من الكلمة اليونانية "كلوروس" و "فيلون" - ورقة). وبعد مرور عام، قام جاي لوساك "باختصار" الاسم إلى "الكلور". ولكن لا يزال البريطانيون (والأمريكيون) يطلقون على هذا العنصر اسم "الكلور"، بينما يطلق عليه الفرنسيون اسم "الكلور". كما اعتمد الألمان، "مشرعو" الكيمياء طوال القرن التاسع عشر تقريبًا، الاسم المختصر. (في الكلور الألماني هو الكلور). في عام 1811، اقترح الفيزيائي الألماني يوهان شفايجر اسم "الهالوجين" للكلور (من الكلمة اليونانية "hals" - الملح، و "gennao" - تلد). بعد ذلك، تم تخصيص هذا المصطلح ليس فقط للكلور، ولكن أيضًا لجميع نظائره في المجموعة السابعة - الفلور، البروم، اليود، الأستاتين.
يعد عرض احتراق الهيدروجين في جو يحتوي على الكلور أمرًا مثيرًا للاهتمام: في بعض الأحيان يحدث تأثير جانبي غير عادي أثناء التجربة: يُسمع صوت طنين. في أغلب الأحيان، يطن اللهب عندما يتم إنزال أنبوب رفيع، يتم من خلاله توفير الهيدروجين، في وعاء مخروطي الشكل مملوء بالكلور؛ وينطبق الشيء نفسه على القوارير الكروية، ولكن في الاسطوانات عادة لا يطن اللهب. وكانت هذه الظاهرة تسمى "شعلة الغناء".
في المحلول المائي، يتفاعل الكلور جزئيًا وببطء مع الماء؛ عند 25 درجة مئوية، يتم تحقيق التوازن: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl خلال يومين. يتحلل حمض الهيبوكلوروز في الضوء: HClO ® HCl + O. والأكسجين الذري له الفضل في تأثير التبييض (الكلور الجاف تمامًا ليس لديه هذه القدرة).
يمكن أن يظهر الكلور في مركباته جميع حالات الأكسدة - من -1 إلى +7. مع الأكسجين، يشكل الكلور عددًا من الأكاسيد، جميعها في شكلها النقي غير مستقرة ومتفجرة: Cl 2 O - غاز أصفر برتقالي، ClO 2 - غاز أصفر (أقل من 9.7 درجة مئوية - سائل أحمر لامع)، بيركلورات الكلور Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3، سائل أصفر فاتح)، Cl 2 O 6 (O 2 Cl – O – ClO 3، سائل أحمر ساطع)، Cl 2 O 7 – سائل عديم اللون، شديد الانفجار. عند درجات حرارة منخفضة، تم الحصول على أكاسيد غير مستقرة Cl 2 O 3 وClO 3. يتم إنتاج أكسيد ClO 2 على نطاق صناعي ويستخدم بدلاً من الكلور لتبييض اللب وتطهير مياه الشرب ومياه الصرف الصحي. مع الهالوجينات الأخرى، يشكل الكلور عددًا مما يسمى بمركبات الهالوجين، على سبيل المثال، ClF، ClF 3، ClF 5، BrCl، ICl، ICl 3.
الكلور ومركباته ذات حالة الأكسدة الإيجابية هي عوامل مؤكسدة قوية. وفي عام 1822، حصل الكيميائي الألماني ليوبولد جملين على الملح الأحمر من ملح الدم الأصفر عن طريق الأكسدة بالكلور: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. يعمل الكلور على أكسدة البروميدات والكلوريدات بسهولة، مما يؤدي إلى إطلاق البروم واليود في شكل حر.
يشكل الكلور في حالات الأكسدة المختلفة عددًا من الأحماض: حمض الهيدروكلوريك - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك، أملاح - كلوريدات)، HClO - هيبوكلوروس (أملاح - هيبوكلوريت)، HClO 2 - كلور (أملاح - كلوريت)، HClO 3 - هيبوكلوروس (أملاح - كلورات). , حمض الهيدروكلوريك 4 – الكلور (الأملاح – البيركلورات). من بين أحماض الأكسجين، حمض البيركلوريك فقط هو المستقر في شكله النقي. من أملاح أحماض الأكسجين، يتم استخدام هيبوكلوريت في الاستخدام العملي، كلوريت الصوديوم NaClO 2 - لتبييض الأقمشة، لتصنيع مصادر الألعاب النارية المدمجة للأكسجين ("شموع الأكسجين")، كلورات البوتاسيوم (ملح بيرتولوميتا)، الكالسيوم والمغنيسيوم ( لمكافحة الآفات الزراعية، مثل مكونات تركيبات الألعاب النارية والمتفجرات، في إنتاج أعواد الثقاب)، البيركلورات - مكونات المتفجرات وتركيبات الألعاب النارية؛ بيركلورات الأمونيوم هو أحد مكونات وقود الصواريخ الصلب.
يتفاعل الكلور مع العديد من المركبات العضوية. يلتصق بسرعة بالمركبات غير المشبعة بروابط كربون-كربون مزدوجة وثلاثية (يتفاعل التفاعل مع الأسيتيلين بشكل متفجر)، ويلتصق بالبنزين في الضوء. في ظل ظروف معينة، يمكن للكلور أن يحل محل ذرات الهيدروجين في المركبات العضوية: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. لعب هذا التفاعل دورًا مهمًا في تاريخ الكيمياء العضوية. في أربعينيات القرن التاسع عشر، اكتشف الكيميائي الفرنسي جان بابتيست دوماس أنه عندما يتفاعل الكلور مع حمض الأسيتيك، يحدث التفاعل بسهولة مذهلة
CH 3 COOH + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + حمض الهيدروكلوريك. مع وجود فائض من الكلور، يتم تشكيل حمض ثلاثي كلورو أسيتيك CCl 3 COOH. ومع ذلك، كان العديد من الكيميائيين لا يثقون في عمل دوما. في الواقع، وفقًا لنظرية بيرزيليوس المقبولة عمومًا، لا يمكن استبدال ذرات الهيدروجين المشحونة إيجابيًا بذرات الكلور المشحونة سالبًا. تم تبني هذا الرأي في ذلك الوقت من قبل العديد من الكيميائيين البارزين، ومن بينهم فريدريش فولر، جوستوس ليبيج، وبالطبع بيرسيليوس نفسه.
للسخرية من دوماس، سلم فولر إلى صديقه ليبيج مقالًا نيابة عن شخص معين يدعى إس ويندلر (شويندلر - محتال باللغة الألمانية) حول التطبيق الناجح الجديد لرد الفعل الذي يُزعم أن دوما اكتشفه. في المقال، كتب فولر بسخرية واضحة عن كيف أنه في خلات المنغنيز Mn(CH 3 COO) 2 كان من الممكن استبدال جميع العناصر، حسب تكافؤها، بالكلور، مما أدى إلى مادة بلورية صفراء تتكون من الكلور فقط. وقيل أيضًا أنه في إنجلترا، من خلال استبدال جميع ذرات المركبات العضوية تباعًا بذرات الكلور، تتحول الأقمشة العادية إلى كلور، وتحتفظ الأشياء في نفس الوقت بمظهرها. جاء في الحاشية أن متاجر لندن كانت تبيع تجارة نشطة في مواد تتكون من الكلور وحده، حيث كانت هذه المادة جيدة جدًا للقبعات الليلية والسراويل الداخلية الدافئة.
يؤدي تفاعل الكلور مع المركبات العضوية إلى تكوين العديد من منتجات الكلور العضوي، ومن بينها المذيبات المستخدمة على نطاق واسع كلوريد الميثيلين CH 2 Cl 2، والكلوروفورم CHCl 3، ورابع كلوريد الكربون CCl 4، وثلاثي كلور الإيثيلين CHCl=CCl 2، ورباعي كلور الإيثيلين C 2 Cl 4. . وفي وجود الرطوبة، يؤدي الكلور إلى تلطيخ الأوراق الخضراء للنباتات والعديد من الأصباغ. تم استخدام هذا في القرن الثامن عشر. لتبييض الأقمشة.
الكلور كغاز سام.
لاحظ شيلي، الذي تلقى الكلور، رائحة قوية كريهة للغاية، وصعوبة في التنفس والسعال. وكما اكتشفنا لاحقاً، فإن الإنسان يشم رائحة الكلور حتى ولو كان لتر واحد من الهواء يحتوي على 0.005 ملغ فقط من هذا الغاز، وفي الوقت نفسه له بالفعل تأثير مهيج على الجهاز التنفسي، حيث يدمر خلايا الغشاء المخاطي للجهاز التنفسي. المسالك والرئتين. من الصعب تحمل تركيز 0.012 ملغم/لتر؛ إذا تجاوز تركيز الكلور 0.1 ملغم/لتر، يصبح الأمر مهددًا للحياة: يتسارع التنفس، ويصبح متشنجًا، ثم يصبح نادرًا بشكل متزايد، وبعد 5-25 دقيقة يتوقف التنفس. الحد الأقصى المسموح به للتركيز في هواء المؤسسات الصناعية هو 0.001 ملجم / لتر، وفي هواء المناطق السكنية - 0.00003 ملجم / لتر.
قام الأكاديمي سانت بطرسبرغ توفي إيجوروفيتش لوفيتز، بتكرار تجربة شيلي في عام 1790، بإطلاق كمية كبيرة من الكلور في الهواء عن طريق الخطأ. وبعد استنشاقه، فقد وعيه وسقط، ثم عانى من آلام شديدة في الصدر لمدة ثمانية أيام. ولحسن الحظ، تعافى. كاد الكيميائي الإنجليزي الشهير ديفي أن يموت بسبب التسمم بالكلور. تعتبر التجارب باستخدام كميات صغيرة من الكلور خطيرة، لأنها يمكن أن تسبب تلفًا شديدًا في الرئة. يقولون أن الكيميائي الألماني إيجون فيبيرج بدأ إحدى محاضراته عن الكلور بالكلمات: "الكلور غاز سام. إذا تعرضت للتسمم خلال المظاهرة القادمة، من فضلك أخرجني إلى الهواء الطلق. ولكن لسوء الحظ، يجب مقاطعة المحاضرة. إذا قمت بإطلاق الكثير من الكلور في الهواء، فسوف تصبح كارثة حقيقية. وقد شهدت ذلك القوات الأنجلو-فرنسية خلال الحرب العالمية الأولى. في صباح يوم 22 أبريل 1915، قررت القيادة الألمانية تنفيذ أول هجوم بالغاز في تاريخ الحروب: عندما هبت الرياح باتجاه العدو، على قسم صغير يبلغ طوله ستة كيلومترات من الجبهة بالقرب من مدينة إيبرس البلجيكية. وتم فتح صمامات 5730 أسطوانة في وقت واحد، تحتوي كل منها على 30 كجم من الكلور السائل. وفي غضون 5 دقائق تشكلت سحابة ضخمة ذات لون أصفر مخضر، والتي تحركت ببطء بعيدًا عن الخنادق الألمانية باتجاه الحلفاء. كان الجنود الإنجليز والفرنسيون عزلًا تمامًا. اخترق الغاز الشقوق في جميع الملاجئ، ولم يكن هناك مفر منه: بعد كل شيء، لم يتم اختراع قناع الغاز بعد. وأدى ذلك إلى تسمم 15 ألف شخص، مات منهم 5 آلاف. وبعد شهر، في 31 مايو، كرر الألمان الهجوم بالغاز على الجبهة الشرقية - ضد القوات الروسية. حدث هذا في بولندا بالقرب من مدينة بوليموفا. على الجبهة التي يبلغ طولها 12 كم، تم إطلاق 264 طنًا من خليط الكلور والفوسجين السام (كلوريد حمض الكربونيك COCl 2) من 12 ألف أسطوانة. علمت القيادة القيصرية بما حدث في إيبرس، ومع ذلك لم يكن لدى الجنود الروس أي وسيلة للدفاع! ونتيجة الهجوم بالغاز بلغت الخسائر 9146 شخصا، منهم 108 فقط نتيجة القصف بالبنادق والمدفعيات والباقون بالتسمم. وفي الوقت نفسه، توفي 1183 شخصًا على الفور تقريبًا.
وسرعان ما أظهر الكيميائيون كيفية الهروب من الكلور: تحتاج إلى التنفس من خلال ضمادة شاش مبللة بمحلول ثيوكبريتات الصوديوم (تُستخدم هذه المادة في التصوير الفوتوغرافي، وغالبًا ما يطلق عليها اسم Hyposulfite). يتفاعل الكلور بسرعة كبيرة مع محلول الثيوسلفات، مما يؤدي إلى أكسدته:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. وبطبيعة الحال، حمض الكبريتيك ليس مادة ضارة أيضا، ولكن محلوله المائي المخفف أقل خطورة بكثير من الكلور السام. لذلك، في تلك السنوات، كان للثيوكبريتات اسم آخر - "مضاد الكلور"، لكن أقنعة غاز الثيوسلفات الأولى لم تكن فعالة للغاية.
في عام 1916، اخترع الكيميائي الروسي والأكاديمي المستقبلي نيكولاي ديميترييفيتش زيلينسكي قناع غاز فعال حقًا، حيث يتم الاحتفاظ بالمواد السامة بواسطة طبقة من الكربون المنشط. مثل هذا الفحم ذو السطح المتطور للغاية يمكن أن يحتفظ بكمية من الكلور أكبر بكثير من الشاش المنقوع في الهيبسلفيت. ومن حسن الحظ أن "هجمات الكلور" ظلت مجرد حلقة مأساوية في التاريخ. بعد الحرب العالمية، لم يبق للكلور سوى المهن السلمية.
استخدام الكلور.
في كل عام، يتم إنتاج كميات هائلة من الكلور في جميع أنحاء العالم - عشرات الملايين من الأطنان. فقط في الولايات المتحدة بحلول نهاية القرن العشرين. تم إنتاج حوالي 12 مليون طن من الكلور سنويًا عن طريق التحليل الكهربائي (المركز العاشر بين الإنتاج الكيميائي). يتم إنفاق الجزء الأكبر منه (ما يصل إلى 50٪) على كلورة المركبات العضوية - لإنتاج المذيبات والمطاط الصناعي وكلوريد البوليفينيل والمواد البلاستيكية الأخرى ومطاط الكلوروبرين والمبيدات الحشرية والأدوية والعديد من المنتجات الضرورية والمفيدة الأخرى. ويتم استهلاك الباقي لتخليق الكلوريدات غير العضوية، وفي صناعة اللب والورق لتبييض لب الخشب، وتنقية المياه. يستخدم الكلور بكميات صغيرة نسبيا في صناعة المعادن. بمساعدتها يتم الحصول على معادن نقية جدًا - التيتانيوم والقصدير والتنتالوم والنيوبيوم. وبحرق الهيدروجين في الكلور يتم الحصول على كلوريد الهيدروجين، ومنه يتم الحصول على حمض الهيدروكلوريك. يستخدم الكلور أيضًا لإنتاج عوامل التبييض (هيبوكلوريت، مواد التبييض) وتطهير المياه عن طريق الكلورة.
ايليا لينسون
يوجد الكلور في الطبيعة في حالة غازية وفقط على شكل مركبات مع غازات أخرى. وفي الظروف القريبة من الوضع الطبيعي، يكون غازًا سامًا كاويًا ذو لون أخضر. لديه وزن أكبر من الهواء. له رائحة حلوة. يحتوي جزيء الكلور على ذرتين. في حالة الهدوء لا يحترق، ولكن في درجات حرارة عالية يتفاعل مع الهيدروجين، وبعد ذلك من الممكن حدوث انفجار. ونتيجة لذلك، يتم إطلاق غاز الفوسجين. سامة جدا. وبالتالي، حتى عند التركيزات المنخفضة في الهواء (0.001 ملجم لكل 1 ديسيمتر مكعب) فإنه يمكن أن يسبب الوفاة. ينص الكلور على أنه أثقل من الهواء، لذلك سيكون موجودًا دائمًا بالقرب من الأرض على شكل ضباب أخضر مصفر.
حقائق تاريخية
لأول مرة من الناحية العملية، تم الحصول على هذه المادة من قبل K. Scheeley في عام 1774 من خلال الجمع بين حمض الهيدروكلوريك والبيرولوسيت. ومع ذلك، فقط في عام 1810، تمكن ب. ديفي من توصيف الكلور وإثبات أنه عنصر كيميائي منفصل.
ومن الجدير بالذكر أنه في عام 1772 تمكن من الحصول على كلوريد الهيدروجين، وهو مركب من الكلور والهيدروجين، ولكن الكيميائي لم يتمكن من فصل هذين العنصرين.
الخصائص الكيميائية للكلور
الكلور هو عنصر كيميائي من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة من الجدول الدوري. وهو في الدورة الثالثة وله العدد الذري 17 (17 بروتونا في النواة الذرية). نشط كيميائيا غير المعدنية. يُشار إليه بالحروف Cl.
إنه ممثل نموذجي للغازات التي ليس لها لون، ولكن لها رائحة نفاذة ونفاذة. سامة عادة. يتم تخفيف جميع الهالوجينات جيدًا في الماء. عندما تتعرض للهواء الرطب، فإنها تبدأ في التدخين.
التكوين الإلكتروني الخارجي لذرة Cl هو 3s2Z. ولذلك، في المركبات، يظهر العنصر الكيميائي مستويات الأكسدة -1، +1، +3، +4، +5، +6، و+7. يبلغ نصف القطر التساهمي للذرة 0.96 Å، ونصف القطر الأيوني Cl- هو 1.83 Å، وألفة الإلكترون الذري 3.65 فولت، ومستوى التأين 12.87 فولت.
كما ذكر أعلاه، الكلور هو مادة لا معدنية نشطة إلى حد ما، مما يجعل من الممكن تكوين مركبات مع أي معادن تقريبًا (في بعض الحالات باستخدام الحرارة أو الرطوبة، مما يؤدي إلى إزاحة البروم) وغير المعادن. وهو في شكل مسحوق يتفاعل مع المعادن فقط عند تعرضه لدرجات حرارة عالية.
درجة حرارة الاحتراق القصوى هي 2250 درجة مئوية. مع الأكسجين يمكن أن يشكل أكاسيد وهيبوكلوريت وكلوريت وكلورات. جميع المركبات التي تحتوي على الأكسجين تصبح متفجرة عند تفاعلها مع المواد المؤكسدة. ومن الجدير بالذكر أنها يمكن أن تنفجر بشكل تعسفي، في حين أن الكلورات تنفجر فقط عند تعرضها لأي بادئ.
خصائص الكلور حسب موقعه في النظام الدوري:
مادة بسيطة؛
. عنصر المجموعة السابعة عشرة من الجدول الدوري؛
. الفترة الثالثة من الصف الثالث.
. المجموعة السابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية.
. العدد الذري 17;
. يُشار إليه بالرمز Cl؛
. رد الفعل غير المعدنية.
. يقع في مجموعة الهالوجين.
. في ظروف قريبة من الوضع الطبيعي، يكون غازًا سامًا ذو لون أخضر مصفر ورائحة نفاذة؛
. يحتوي جزيء الكلور على ذرتين (الصيغة Cl 2).
الخصائص الفيزيائية للكلور:
نقطة الغليان: -34.04 درجة مئوية؛
. نقطة الانصهار: -101.5 درجة مئوية؛
. الكثافة في الحالة الغازية - 3.214 جم / لتر؛
. كثافة الكلور السائل (خلال فترة الغليان) - 1.537 جم/سم3؛
. كثافة الكلور الصلب - 1.9 جم/سم 3 ;
. الحجم المحدد - 1.745 × 10 -3 لتر/جم.
الكلور: خصائص التغيرات في درجات الحرارة
في الحالة الغازية يميل إلى التسييل بسهولة. عند ضغط 8 أجواء ودرجة حرارة 20 درجة مئوية، يبدو وكأنه سائل أصفر مخضر. لديه خصائص تآكل عالية جدا. كما تبين الممارسة، يمكن لهذا العنصر الكيميائي الحفاظ على حالة سائلة تصل إلى درجة حرارة حرجة (143 درجة مئوية)، تحت ضغط متزايد.
وإذا تم تبريده إلى درجة حرارة -32 درجة مئوية، فسوف يتحول إلى سائل بغض النظر عن الضغط الجوي. مع مزيد من الانخفاض في درجة الحرارة، يحدث التبلور (عند -101 درجة مئوية).
الكلور في الطبيعة
تحتوي القشرة الأرضية على 0.017% فقط من الكلور. الجزء الأكبر موجود في الغازات البركانية. كما ذكرنا أعلاه، فإن المادة لها نشاط كيميائي كبير، ونتيجة لذلك توجد في الطبيعة في مركبات مع عناصر أخرى. ومع ذلك، فإن العديد من المعادن تحتوي على الكلور. تسمح خصائص العنصر بتكوين حوالي مائة معدن مختلف. كقاعدة عامة، هذه هي كلوريدات المعادن.
كما توجد كمية كبيرة منه في المحيط العالمي - ما يقرب من 2٪. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الكلوريدات تذوب بنشاط كبير وتحملها الأنهار والبحار. العملية العكسية ممكنة أيضًا. يُعاد الكلور إلى الشاطئ، ثم تحمله الرياح حول المنطقة المحيطة. ولهذا السبب لوحظ أكبر تركيز له في المناطق الساحلية. في المناطق القاحلة من الكوكب، يتشكل الغاز الذي ندرسه من خلال تبخر الماء، ونتيجة لذلك تظهر المستنقعات المالحة. ويتم استخراج حوالي 100 مليون طن من هذه المادة سنويًا في العالم. وهذا ليس مفاجئا، لأن هناك العديد من الرواسب التي تحتوي على الكلور. لكن خصائصها تعتمد إلى حد كبير على موقعها الجغرافي.
طرق إنتاج الكلور
يوجد اليوم عدد من الطرق لإنتاج الكلور، وأكثرها شيوعاً ما يلي:
1. الحجاب الحاجز. وهو الأبسط والأقل تكلفة. يدخل المحلول الملحي في التحليل الكهربائي للحجاب الحاجز إلى مساحة الأنود. ثم يتدفق عبر شبكة الكاثود الفولاذية إلى الحجاب الحاجز. أنه يحتوي على كمية صغيرة من ألياف البوليمر. ميزة مهمة لهذا الجهاز هي التدفق المعاكس. يتم توجيهه من مساحة الأنود إلى مساحة الكاثود، مما يجعل من الممكن الحصول على الكلور والقلويات بشكل منفصل.
2. الغشاء. الأكثر كفاءة في استخدام الطاقة، ولكن من الصعب تنفيذها في المنظمة. على غرار الحجاب الحاجز. الفرق هو أن مساحات الأنود والكاثود مفصولة تمامًا بغشاء. ولذلك، فإن الإخراج عبارة عن دفقين منفصلين.
ومن الجدير بالذكر أن خصائص المادة الكيميائية سيكون عنصر (الكلور) الذي يتم الحصول عليه بهذه الطرق مختلفًا. تعتبر طريقة الغشاء أكثر "نظيفة".
3. طريقة الزئبق بالكاثود السائل. بالمقارنة مع التقنيات الأخرى، يتيح لك هذا الخيار الحصول على أنقى الكلور.
يتكون المخطط الأساسي للتركيب من محلل كهربائي ومضخة مترابطة ومحلل ملغم. يعمل الزئبق الذي يتم ضخه مع محلول ملح الطعام بمثابة الكاثود، وتعمل أقطاب الكربون أو الجرافيت كقطب موجب. مبدأ تشغيل التثبيت هو كما يلي: يتم إطلاق الكلور من المنحل بالكهرباء، والذي تتم إزالته من المحلل الكهربائي مع المنحل بالكهرباء. تتم إزالة الشوائب والكلور المتبقي من الأخير، وإعادة تشبعه بالهاليت وإعادته إلى التحليل الكهربائي.
أدت متطلبات السلامة الصناعية والإنتاج غير المربح إلى استبدال الكاثود السائل بالكاثود الصلب.
استخدام الكلور في الأغراض الصناعية
خصائص الكلور تسمح باستخدامه بنشاط في الصناعة. بمساعدة هذا العنصر الكيميائي، يتم الحصول على أدوية ومطهرات مختلفة (كلوريد الفينيل، مطاط الكلور، إلخ). لكن أكبر مكانة مشغولة في الصناعة هي إنتاج حمض الهيدروكلوريك والجير.
تستخدم طرق تنقية مياه الشرب على نطاق واسع. اليوم يحاولون الابتعاد عن هذه الطريقة، واستبدالها بالأوزون، لأن المادة التي نفكر فيها تؤثر سلبا على جسم الإنسان، والمياه المكلورة تدمر خطوط الأنابيب. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن Cl في الحالة الحرة له تأثير ضار على الأنابيب المصنوعة من البولي أوليفينات. ومع ذلك، فإن معظم البلدان تفضل طريقة الكلورة.
يستخدم الكلور أيضًا في صناعة المعادن. وبمساعدتها يتم الحصول على عدد من المعادن النادرة (النيوبيوم والتنتالوم والتيتانيوم). في الصناعة الكيميائية، يتم استخدام مركبات الكلور العضوية المختلفة بشكل فعال لمكافحة الأعشاب الضارة ولأغراض زراعية أخرى، ويستخدم العنصر أيضًا كمبيض.
بسبب تركيبه الكيميائي، يدمر الكلور معظم الأصباغ العضوية وغير العضوية. يتم تحقيق ذلك عن طريق تبييضها بالكامل. هذه النتيجة ممكنة فقط في وجود الماء، لأن عملية تغير اللون تحدث نتيجة لتكوين الكلور بعد تحلل الكلور: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. وجدت هذه الطريقة تطبيق اثنين من منذ قرون مضت، ولا تزال تحظى بشعبية حتى يومنا هذا.
يحظى استخدام هذه المادة لإنتاج المبيدات الحشرية الكلورية العضوية بشعبية كبيرة. تقتل هذه المنتجات الزراعية الكائنات الضارة بينما تترك النباتات سليمة. يتم استخدام جزء كبير من الكلور المنتج على الكوكب لتلبية الاحتياجات الزراعية.
كما أنها تستخدم في إنتاج المركبات البلاستيكية والمطاط. يتم استخدامها في صناعة عزل الأسلاك واللوازم المكتبية والمعدات ومساكن الأجهزة المنزلية وما إلى ذلك. وهناك رأي مفاده أن المطاط الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة ضار بالبشر، لكن العلم لم يؤكد ذلك.
ومن الجدير بالذكر أن الكلور (وصفنا خصائص المادة بالتفصيل سابقاً) ومشتقاته مثل غاز الخردل والفوسجين، تستخدم أيضاً لأغراض عسكرية لإنتاج عوامل الحرب الكيميائية.
الكلور كممثل بارز لللافلزات
اللافلزات هي مواد بسيطة تشمل الغازات والسوائل. وفي معظم الحالات، تكون موصلة للكهرباء أسوأ من المعادن ولها اختلافات كبيرة في الخصائص الفيزيائية والميكانيكية. بمساعدة مستوى عال من التأين، فهي قادرة على تكوين مركبات كيميائية تساهمية. وفيما يلي سنقدم وصفاً لللافلز باستخدام الكلور كمثال.
كما ذكر أعلاه، هذا العنصر الكيميائي هو غاز. في ظل الظروف العادية، فإنه يفتقر تماما إلى خصائص مماثلة لتلك التي للمعادن. بدون مساعدة خارجية، لا يمكنه التفاعل مع الأكسجين والنيتروجين والكربون وما إلى ذلك. ويظهر خصائصه المؤكسدة في الارتباط مع المواد البسيطة وبعض المواد المعقدة. وهو من الهالوجينات، وهو ما ينعكس بوضوح في خواصه الكيميائية. بالاشتراك مع ممثلين آخرين للهالوجينات (البروم، الأستاتين، اليود)، فإنه يزيحهم. في الحالة الغازية، يكون الكلور (خصائصه تأكيدًا مباشرًا لذلك) شديد الذوبان. يعتبر مطهر ممتاز . وهو يقتل الكائنات الحية فقط، مما يجعله لا غنى عنه في الزراعة والطب.
استخدامها كمادة سامة
خصائص ذرة الكلور تجعل من الممكن استخدامه كعامل سام. تم استخدام الغاز لأول مرة من قبل ألمانيا في 22 أبريل 1915، خلال الحرب العالمية الأولى، والتي توفي على إثرها حوالي 15 ألف شخص. في الوقت الحالي لا ينطبق.
دعونا نعطي وصفا موجزا للعنصر الكيميائي باعتباره خانقا. يؤثر على جسم الإنسان من خلال الاختناق. أولاً يهيج الجهاز التنفسي العلوي والأغشية المخاطية للعينين. يبدأ السعال الشديد بنوبات من الاختناق. علاوة على ذلك، يخترق الغاز الرئتين، ويؤدي إلى تآكل أنسجة الرئة، مما يؤدي إلى الوذمة. مهم! الكلور مادة سريعة المفعول.
تختلف الأعراض اعتمادًا على التركيز في الهواء. عند المستويات المنخفضة، يعاني الشخص من احمرار في الغشاء المخاطي للعين وضيق خفيف في التنفس. محتوى 1.5-2 جم / م 3 في الغلاف الجوي يسبب ثقلًا وأحاسيسًا حادة في الصدر وألمًا حادًا في الجهاز التنفسي العلوي. قد تكون الحالة مصحوبة أيضًا بتمزق شديد. بعد 10-15 دقيقة من البقاء في غرفة بها مثل هذا التركيز من الكلور، تحدث حروق شديدة في الرئة والموت. وفي التركيزات الأكثر كثافة، يكون الموت ممكنًا خلال دقيقة واحدة بسبب شلل الجهاز التنفسي العلوي.
الكلور في حياة الكائنات الحية والنباتات
يوجد الكلور في جميع الكائنات الحية تقريبًا. وتكمن الميزة في أنه لا يوجد في شكل نقي، ولكن في شكل مركبات.
في الكائنات الحيوانية والبشرية، تحافظ أيونات الكلور على المساواة الأسموزي. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن لديهم نصف القطر الأنسب لاختراق الخلايا الغشائية. جنبا إلى جنب مع أيونات البوتاسيوم، ينظم Cl توازن الماء والملح. في الأمعاء، تخلق أيونات الكلور بيئة مواتية لعمل الإنزيمات المحللة للبروتين في عصير المعدة. توجد قنوات الكلور في العديد من الخلايا في الجسم. من خلالها يحدث تبادل السوائل بين الخلايا ويتم الحفاظ على الرقم الهيدروجيني للخلية. حوالي 85٪ من الحجم الإجمالي لهذا العنصر في الجسم يقع في الفضاء بين الخلايا. ويتم إخراجه من الجسم عن طريق مجرى البول. يتم إنتاجه من قبل جسم الأنثى أثناء الرضاعة الطبيعية.
في هذه المرحلة من التطور، من الصعب أن نقول بشكل لا لبس فيه ما هي الأمراض التي يثيرها الكلور ومركباته. ويرجع ذلك إلى قلة الأبحاث في هذا المجال.
توجد أيونات الكلور أيضًا في الخلايا النباتية. يشارك بنشاط في استقلاب الطاقة. وبدون هذا العنصر تكون عملية التمثيل الضوئي مستحيلة. بمساعدتها، تمتص الجذور بنشاط المواد الضرورية. لكن التركيز العالي للكلور في النباتات يمكن أن يكون له تأثير ضار (إبطاء عملية التمثيل الضوئي، ووقف التطور والنمو).
ومع ذلك، هناك ممثلين عن النباتات الذين تمكنوا من "تكوين صداقات" أو على الأقل الانسجام مع هذا العنصر. ومن خصائص اللافلز (الكلور) أنه يحتوي على عنصر مثل قدرة المادة على أكسدة التربة. في عملية التطور، احتلت النباتات المذكورة أعلاه، والتي تسمى النباتات الملحية، المستنقعات المالحة الفارغة، والتي كانت فارغة بسبب الوفرة المفرطة لهذا العنصر. تمتص أيونات الكلور، ثم تتخلص منها بمساعدة تساقط الأوراق.
نقل وتخزين الكلور
هناك عدة طرق لنقل وتخزين الكلور. تتطلب خصائص العنصر أسطوانات خاصة للضغط العالي. تحتوي هذه الحاويات على علامة تعريف - خط أخضر عمودي. يجب غسل الأسطوانات جيدًا شهريًا. عندما يتم تخزين الكلور لفترة طويلة، يتم تشكيل راسب شديد الانفجار - ثلاثي كلوريد النيتروجين. قد يؤدي عدم الامتثال لجميع قواعد السلامة إلى اشتعال وانفجار تلقائي.
دراسة الكلور
يجب أن يعرف الكيميائيون المستقبليون خصائص الكلور. وفقا للخطة، يمكن لطلاب الصف التاسع إجراء تجارب معملية مع هذه المادة بناء على المعرفة الأساسية للانضباط. وبطبيعة الحال، فإن المعلم ملزم بتقديم تعليمات السلامة.
إجراءات العمل هي كما يلي: عليك أن تأخذ دورقًا به الكلور وتصب فيه نشارة معدنية صغيرة. أثناء الطيران، ستشتعل النشارة بشرارات ضوئية ساطعة وفي نفس الوقت سيتشكل دخان أبيض فاتح SbCl 3. عندما يتم غمر رقائق القصدير في وعاء يحتوي على الكلور، فسوف تشتعل أيضًا تلقائيًا، وسوف تسقط رقاقات الثلج النارية ببطء في قاع القارورة. أثناء هذا التفاعل، يتكون سائل مدخن - SnCl 4. عند وضع برادة الحديد في وعاء، ستتشكل "قطرات" حمراء وسيظهر دخان FeCl 3 أحمر.
جنبا إلى جنب مع العمل العملي، يتم تكرار النظرية. على وجه الخصوص، سؤال مثل خصائص الكلور حسب موقعه في الجدول الدوري (الموصوف في بداية المقال).
نتيجة للتجارب اتضح أن العنصر يتفاعل بنشاط مع المركبات العضوية. إذا وضعت الصوف القطني المنقوع مسبقًا في زيت التربنتين في وعاء به الكلور، فسوف يشتعل على الفور ويسقط السخام فجأة من القارورة. يشتعل الصوديوم بشكل مذهل بلهب مصفر، وتظهر بلورات الملح على جدران الحاوية الكيميائية. سيكون من المثير للاهتمام للطلاب معرفة أنه بينما كان الكيميائي الشاب N. N. Semenov (لاحقًا الحائز على جائزة نوبل) بعد إجراء مثل هذه التجربة، يجمع الملح من جدران القارورة ويرشه على الخبز ويأكله. تبين أن الكيمياء كانت على حق ولم تخذل العالم. نتيجة للتجربة التي أجراها الكيميائي، ظهر بالفعل ملح الطعام العادي!