Съединения, съдържащи хлор. Вижте какво е "хлор" в други речници
Cl 2 при об. T - жълто-зелен газ с остра задушлива миризма, 2,5 пъти по-тежък от въздуха, слабо разтворим във вода (~ 6,5 g/l); Х. Р. в неполярни органични разтворители. Среща се в свободна форма само във вулканични газове.
Методи за получаване
Въз основа на процеса на окисление на Cl - аниони
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Индустриален
Електролиза на водни разтвори на хлориди, по-често NaCl:
2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2
лаборатория
Окисляване на конц. HCI с различни окислители:
4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
16HCl + 2KMnO 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O
14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Химични свойства
Хлорът е много силен окислител. Окислява метали, неметали и сложни вещества, превръщайки се в много стабилни Cl - аниони:
Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -
Реакции с метали
Активните метали в атмосфера на сух хлорен газ се запалват и изгарят; в този случай се образуват метални хлориди.
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
Нискоактивните метали се окисляват по-лесно от мокър хлор или неговите водни разтвори:
Cl 2 + Cu = CuCl 2
3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3
Реакции с неметали
Хлорът не взаимодейства директно само с O 2, N 2, C. Реакциите с други неметали протичат при различни условия.
Образуват се неметални халогениди. Най-важната реакция е взаимодействието с водорода.
Cl2 + H2 = 2HC1
Cl 2 + 2S (топилка) = S 2 Cl 2
ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в излишък от Cl 2)
2Cl 2 + Si = SiCl 4
3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3
Изместване на свободни неметали (Br 2, I 2, N 2, S) от техните съединения
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
Cl2 + H2S = S + 2HCl
3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl
Диспропорциониране на хлор във вода и водни разтвори на основи
В резултат на самоокисление-саморедукция някои хлорни атоми се превръщат в Cl - аниони, докато други в положително състояние на окисление се включват в ClO - или ClO 3 - аниони.
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO хипохлорна киселина
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O
Тези реакции са важни, защото водят до производството на кислородни хлорни съединения:
KClO 3 и Ca(ClO) 2 - хипохлорити; KClO 3 - калиев хлорат (Бертолетова сол).
Взаимодействие на хлор с органични вещества
а) заместване на водородни атоми в ОМ молекули
б) прикрепване на молекули Cl 2 в мястото на разкъсване на множество въглерод-въглеродни връзки
H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлороетан
HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлороетан
Хлороводород и солна киселина
Газ хлороводород
Физични и химични свойства
HCl - хлороводород. При рев. T - безцветен. газ с остра миризма, втечнява се доста лесно (т.т. -114°C, т.к. -85°C). Безводният HCl, както в газообразно, така и в течно състояние, не е електропроводим и е химически инертен спрямо метали, метални оксиди и хидроксиди, както и много други вещества. Това означава, че при липса на вода хлороводородът не проявява киселинни свойства. Само при много високи температури газообразният HCl реагира с метали, дори с такива нискоактивни като Cu и Ag.
Редукционните свойства на хлоридния анион в HCl също се проявяват в малка степен: той се окислява от флуор при об. T, а също и при висока T (600°C) в присъствието на катализатори, той реагира обратимо с кислорода:
2HCl + F2 = Cl2 + 2HF
4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O
Газообразният HCl се използва широко в органичния синтез (реакции на хидрохлориране).
Методи за получаване
1. Синтез от прости вещества:
Н2 + С12 = 2НС1
2. Образува се като страничен продукт при хлориране на въглеводороди:
R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl
3. Лабораторно се получава чрез действието на конц. H 2 SO 4 за хлориди:
H 2 SO 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (с ниско нагряване)
H 2 SO 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (с много силно нагряване)
Воден разтвор на HCl - силна киселина (солна или солна)
HCl е много разтворим във вода: при об. В 1 литър H 2 O се разтварят ~ 450 литра газ (разтварянето е придружено от отделяне на значително количество топлина). Наситеният разтвор има масова част на HCl, равна на 36-37%. Този разтвор има много остра, задушлива миризма.
Молекулите на HCl във вода почти напълно се разпадат на йони, т.е. водният разтвор на HCl е силна киселина.
Химични свойства на солната киселина
1. HCl, разтворен във вода, проявява всички общи свойства на киселините поради наличието на H + йони
HCl → H + + Cl -
Взаимодействие:
а) с метали (до Н):
2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2
б) с основни и амфотерни оксиди:
2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O
6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O
в) с основи и амфотерни хидроксиди:
2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O
3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZH 2 O
г) със соли на по-слаби киселини:
2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O
HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl
д) с амоняк:
HCl + NH3 = NH4Cl
Реакции със силни окислители F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl - анионът се окислява до свободен халоген:
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
За реакционните уравнения вижте „Производство на хлор“. От особено значение е ORR между солна и азотна киселина:
Реакции с органични съединения
Взаимодействие:
а) с амини (като органични основи)
R-NH 2 + HCl → + Cl -
б) с аминокиселини (като амфотерни съединения)
Хлорни оксиди и оксокиселини
Киселинни оксиди
Киселини
соли
Химични свойства
1. Всички хлорни оксокиселини и техните соли са силни окислители.
2. Почти всички съединения се разлагат при нагряване поради вътрешномолекулно окисление-редукция или диспропорциониране.
Избелващ прах
Хлорната (избелваща) вар е смес от хипохлорит и калциев хлорид, има избелващо и дезинфекциращо действие. Понякога се разглежда като пример за смесена сол, съдържаща едновременно анионите на две киселини:
Javel вода
Воден разтвор на калиев хлорид и хапохлорит KCl + KClO + H 2 O
През 1774 г. Карл Шееле, химик от Швеция, за първи път получава хлор, но се смята, че това не е отделен елемент, а вид солна киселина (калоризатор). Елементарният хлор е получен в началото на 19 век от Г. Дейви, който разлага готварската сол на хлор и натрий чрез електролиза.
Хлорът (от гръцки χλωρός - зелен) е елемент от XVII група на периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев, има атомен номер 17 и атомна маса 35,452. Приетото обозначение Cl (от лат Хлор).
Да бъдеш сред природата
Хлорът е най-разпространеният халоген в земната кора, най-често под формата на два изотопа. Поради химическата активност се среща само под формата на съединения на много минерали.
Хлорът е отровен жълто-зелен газ, който има силна, неприятна миризма и сладникав вкус. Беше предложено да се нарече хлор след откриването му халоген, той е включен в едноименната група като един от най-химически активните неметали.
Дневна нужда от хлор
Обикновено здрав възрастен трябва да получава 4-6 g хлор на ден, необходимостта от него се увеличава при активна физическа активност или горещо време (с повишено изпотяване). Обикновено тялото получава дневните си нужди от храна с балансирана диета.
Основният доставчик на хлор за тялото е готварската сол - особено ако не е термично обработена, затова е по-добре да солите готовите ястия. Също така съдържат хлор, морски дарове, месо и, и,.
Взаимодействие с другите
Киселинно-алкалният и водният баланс на тялото се регулират от хлора.
Признаци на липса на хлор
Недостигът на хлор се причинява от процеси, които водят до дехидратация на организма - обилно изпотяване в жегата или при физическо натоварване, повръщане, диария и някои заболявания на отделителната система. Признаците за недостиг на хлор са летаргия и сънливост, мускулна слабост, явна сухота в устата, загуба на вкус и липса на апетит.
Признаци на излишък от хлор
Признаци за излишък на хлор в организма са: повишено кръвно налягане, суха кашлица, болка в главата и гърдите, болка в очите, сълзене, нарушения на стомашно-чревния тракт. По правило излишъкът от хлор може да бъде причинен от пиенето на обикновена чешмяна вода, която е подложена на процес на дезинфекция с хлор и се среща при работници в отрасли, които са пряко свързани с употребата на хлор.
Хлор в човешкото тяло:
- регулира водния и киселинно-алкалния баланс,
- премахва течности и соли от тялото чрез процеса на осморегулация,
- стимулира нормалното храносмилане,
- нормализира състоянието на червените кръвни клетки,
- почиства черния дроб от мазнини.
Основната употреба на хлор е в химическата промишленост, където се използва за производство на поливинилхлорид, полистиролова пяна, опаковъчни материали, както и химически бойни агенти и растителни торове. Дезинфекцията на питейната вода с хлор е практически единственият достъпен метод за пречистване на водата.
· Биологична роля · Токсичност · Литература · Свързани статии · Коментари · Бележки · Официален уебсайт ·
Химични методи
Химическите методи за производство на хлор са неефективни и скъпи. Днес те имат предимно историческо значение. Може да се получи чрез взаимодействие на калиев перманганат със солна киселина:
Метод на Шееле
Първоначално индустриалният метод за производство на хлор се основава на метода на Шееле, т.е. реакцията на пиролузит със солна киселина:
Метод на дякона
През 1867 г. Дийкън разработва метод за производство на хлор чрез каталитично окисление на хлороводород с атмосферен кислород. Процесът Deacon се използва днес за възстановяване на хлор от хлороводород, страничен продукт от промишленото хлориране на органични съединения.
Електрохимични методи
Днес хлорът се произвежда в промишлен мащаб заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на готварска сол, чиито основни процеси могат да бъдат представени с обобщената формула:
Използват се три варианта на електрохимичния метод за получаване на хлор. Два от тях са електролиза с твърд катод: диафрагмени и мембранни методи, третият е електролиза с течен живачен катод (метод за производство на живак). Качеството на хлора, произведен чрез електрохимични методи, се различава малко:
Диафрагмен метод
Диаграма на стар диафрагмен електролизатор за производство на хлор и течности: А- анод, IN- изолатори, СЪС- катод, д- пространство, изпълнено с газове (над анода - хлор, над катода - водород), М- бленда
Най-простият от електрохимичните методи по отношение на организацията на процеса и строителните материали за електролизера е диафрагменият метод за производство на хлор.
Разтворът на солта в диафрагмения електролизер се подава непрекъснато в анодното пространство и протича през азбестова диафрагма, обикновено монтирана върху стоманена катодна мрежа, в която в някои случаи се добавя малко количество полимерни влакна.
Диафрагмата се засмуква чрез изпомпване на пулп от азбестови влакна през електролизера, които, заседнали в катодната решетка, образуват слой азбест, който играе ролята на диафрагма.
В много конструкции на електролизери катодът е напълно потопен под слой анолит (електролит от анодното пространство), а водородът, освободен върху катодната решетка, се отстранява изпод катода с помощта на изпускателни тръби за газ, без да прониква през диафрагмата в анода пространство поради противоток.
Противотокът е много важна характеристика на конструкцията на диафрагмения електролизер. Благодарение на противотока, насочен от анодното пространство към катодното пространство през пореста диафрагма, става възможно отделно получаване на течности и хлор. Противотокът е предназначен да противодейства на дифузията и миграцията на OH - йони в анодното пространство. Ако противотокът е недостатъчен, тогава в анодното пространство започва да се образува хипохлоритен йон (ClO -) в големи количества, който след това може да се окисли на анода до хлоратния йон ClO 3 -. Образуването на хлоратен йон сериозно намалява ефективността на хлорния ток и е основният страничен продукт при този метод. Вредно е и отделянето на кислород, което освен това води до разрушаване на анодите и, ако са изработени от въглеродни материали, навлизане на фосгенови примеси в хлора.
Анод: - основен процесКатод: - основен процес
Графитни или въглеродни електроди могат да се използват като анод в диафрагмени електролизери. Днес те са заменени главно от титаниеви аноди с покритие от рутений-титанов оксид (ORTA аноди) или други такива с ниска консумация.
Трапезната сол, натриевият сулфат и други примеси, когато концентрацията им в разтвора се увеличи над границата на разтворимост, се утаяват. Алкалният разтвор на каустик се отдекантира от утайката и се прехвърля като готов продукт в склад или етапът на изпаряване продължава до получаване на твърд продукт, последван от топене, лющене или гранулиране.
Обратната сол, тоест трапезната сол, която е кристализирала в утайка, се връща обратно в процеса, като от нея се приготвя така наречената обратна саламура. За да се избегне натрупването на примеси в разтворите, примесите се отделят от него преди приготвяне на обратната саламура.
Загубата на анолит се попълва чрез добавяне на прясна саламура, получена чрез подземно излужване на солни слоеве от халит, бишофит и други минерали, съдържащи натриев хлорид, и в допълнение чрез разтварянето им в специални контейнери на производствената площадка. Преди да се смеси с обратна саламура, прясната саламура се почиства от механични суспензии и значителна част от калциеви и магнезиеви йони.
Полученият хлор се отделя от водната пара, компресира се и се подава или за производството на хлорсъдържащи продукти, или за втечняване.
Поради своята относителна простота и ниска цена, диафрагменият метод за производство на хлор в момента се използва широко в промишлеността.
Схема на диафрагмен електролизатор.Мембранен метод
Мембранният метод за производство на хлор е най-енергийно ефективен, но в същото време труден за организиране и работа.
От гледна точка на електрохимичните процеси, мембранният метод е подобен на диафрагмения метод, но анодното и катодното пространство са напълно разделени от катионобменна мембрана, непропусклива за аниони. Следователно в мембранния електролизер, за разлика от диафрагмения електролизер, няма един поток, а два.
Както при диафрагмения метод, поток от солен разтвор навлиза в анодното пространство. А в катода - дейонизирана вода. От катодното пространство тече поток от обеднен анолит, който също съдържа примеси от хипохлоритни и хлоратни йони и излиза хлор, а от анодното пространство - течност и водород, практически без примеси и близка до търговската концентрация, което намалява енергийните разходи за тяхното изпаряване и пречистване.
В същото време захранващият солен разтвор (както пресен, така и рециклиран) и водата се пречистват предварително, доколкото е възможно, от всякакви примеси. Такова цялостно почистване се определя от високата цена на полимерните катионобменни мембрани и тяхната уязвимост към примеси в захранващия разтвор.
В допълнение, ограничената геометрична форма и в допълнение ниската механична якост и термична стабилност на йонообменните мембрани в по-голямата си част определят относително сложните конструкции на инсталациите за мембранна електролиза. По същата причина мембранните инсталации изискват най-сложните автоматични системи за наблюдение и управление.
Схема на мембранен електролизатор.Живачен метод с течен катод
Сред електрохимичните методи за производство на хлор методът с живак позволява получаването на най-чистия хлор.
Схема на живачен електролизатор.Инсталацията за електролиза на живак се състои от електролизатор, разлагател на амалгама и живачна помпа, свързани помежду си с живакопроводими комуникации.
Катодът на електролизера е поток от живак, изпомпван от помпа. Аноди - графитни, въглеродни или нискоизносващи (ORTA, TDMA или други). Заедно с живака през електролизера непрекъснато тече захранващ разтвор на готварска сол.
На анода хлорните йони от електролита се окисляват и хлорът се освобождава:
- основен процесХлорът и анолитът се отстраняват от електролизера. Анолитът, напускащ електролизера, се насища допълнително с пресен халит, въведените с него примеси, както и тези, измити от анодите и структурните материали, се отстраняват от него и се връщат в електролиза. Преди насищане разтвореният в него хлор се отстранява от анолита.
Нарастващите изисквания за екологична безопасност на производството и високата цена на металния живак водят до постепенното изместване на метода с живак от методите за производство на хлор с твърд катод.
Лабораторни методи
Поради наличието на хлор, в лабораторната практика обикновено се използва втечнен хлор в цилиндри. Хлорът може да се получи чрез взаимодействие на киселина с натриев хипохлорит:
Освен това се отделя и кислород. Ако използвате солна киселина, реакцията изглежда различно:
За получаване на хлор в малки количества обикновено се използват процеси, базирани на окисляване на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат, оловен диоксид, бертолетова сол и др.), манганов диоксид или калиев перманганат:
Ако не е възможно да се използват цилиндри, за производството на хлор могат да се използват малки електролизатори с конвенционален или вентилен електрод.
Хлорът вероятно е получен от алхимиците, но неговото откриване и първо изследване е неразривно свързано с името на известния шведски химик Карл Вилхелм Шееле. Шееле открива пет химични елемента – барий и манган (заедно с Йохан Хан), молибден, волфрам, хлор и независимо от други химици (макар и по-късно) – още три: кислород, водород и азот. Това постижение не може да бъде повторено от нито един химик впоследствие. В същото време Шееле, вече избран за член на Кралската шведска академия на науките, беше обикновен фармацевт в Кьопинг, въпреки че можеше да заеме по-почтена и престижна позиция. Самият Фридрих II Велики, пруският крал, му предлага поста професор по химия в Берлинския университет. Отказвайки такива примамливи предложения, Шееле каза: „Не мога да ям повече, отколкото ми трябва, и това, което печеля тук в Кьопинг, ми е достатъчно за ядене.“
Многобройни хлорни съединения са били известни, разбира се, много преди Шееле. Този елемент е част от много соли, включително най-известната - трапезна сол. През 1774 г. Шееле изолира хлор в свободна форма чрез нагряване на черния минерал пиролузит с концентрирана солна киселина: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Първоначално химиците разглеждат хлора не като елемент, а като химично съединение на неизвестния елемент мурия (от лат. muria - саламура) с кислород. Смятало се е, че солната киселина (наричана муриева киселина) съдържа химически свързан кислород. Това се „свидетелства“ по-специално от следния факт: когато хлорният разтвор стои на светлина, от него се отделя кислород и в разтвора остава солна киселина. Многобройните опити за „разкъсване“ на кислорода от хлора обаче не доведоха до нищо. По този начин никой не е успял да получи въглероден диоксид чрез нагряване на хлор с въглища (които при високи температури „отнемат“ кислорода от много съединения, които го съдържат). В резултат на подобни експерименти, проведени от Хъмфри Дейви, Джоузеф Луис Гей-Лусак и Луи Жак Тенар, стана ясно, че хлорът не съдържа кислород и е просто вещество. Експериментите на Гей-Люсак, който анализира количественото съотношение на газовете при реакцията на хлор с водород, доведоха до същото заключение.
През 1811 г. Дейви предлага името "хлорин" за новия елемент - от гръцки. "хлорос" - жълто-зелен. Точно такъв е цветът на хлора. Същият корен е в думата "хлорофил" (от гръцки "хлорос" и "филон" - лист). Година по-късно Гей-Люсак „съкрати“ името на „хлор“. Но все пак британците (и американците) наричат този елемент „хлор“, докато французите го наричат хлор. Германците, „законодателите“ на химията през почти целия 19 век, също възприемат съкратеното наименование. (на немски хлор е Chlor). През 1811 г. немският физик Йохан Швайгер предлага името "халоген" за хлор (от гръцки "hals" - сол и "gennao" - раждам). Впоследствие този термин е присвоен не само на хлора, но и на всички негови аналози от седмата група - флуор, бром, йод, астат.
Интересна е демонстрацията на изгаряне на водород в хлорна атмосфера: понякога по време на експеримента възниква необичаен страничен ефект: чува се бръмчене. Най-често пламъкът бръмчи, когато тънка тръба, през която се подава водород, се спуска в конусообразен съд, пълен с хлор; същото важи и за сферичните колби, но в цилиндрите пламъкът обикновено не бръмчи. Това явление се нарича „пеещ пламък“.
Във воден разтвор хлорът реагира частично и доста бавно с водата; при 25° C, равновесие: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl се установява в рамките на два дни. Хипохлорната киселина се разлага на светлина: HClO ® HCl + O. Избелващият ефект се приписва на атомарния кислород (абсолютно сухият хлор няма тази способност).
Хлорът в неговите съединения може да проявява всички степени на окисление - от –1 до +7. С кислорода хлорът образува редица оксиди, всички те в чистата си форма са нестабилни и експлозивни: Cl 2 O - жълто-оранжев газ, ClO 2 - жълт газ (под 9,7 o C - яркочервена течност), хлорен перхлорат Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, светложълта течност), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, яркочервена течност), Cl 2 O 7 – безцветна, силно експлозивна течност. При ниски температури се получават нестабилни оксиди Cl 2 O 3 и ClO 3. ClO 2 оксидът се произвежда в промишлен мащаб и се използва вместо хлор за избелване на целулоза и дезинфекция на питейна вода и отпадъчни води. С други халогени хлорът образува редица така наречени интерхалогенни съединения, например ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Хлорът и неговите съединения с положителна степен на окисление са силни окислители. През 1822 г. немският химик Леополд Гмелин получава червена сол от жълта кръвна сол чрез окисляване с хлор: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Хлорът лесно окислява бромидите и хлоридите, освобождавайки бром и йод в свободна форма.
Хлорът в различни степени на окисление образува редица киселини: HCl - солна (солна, соли - хлориди), HClO - хипохлорна (соли - хипохлорити), HClO 2 - хлорна (соли - хлорити), HClO 3 - хипохлорна (соли - хлорати) , HClO 4 – хлор (соли – перхлорати). От кислородните киселини само перхлорната киселина е стабилна в чист вид. От солите на кислородните киселини на практика се използват хипохлорити, натриев хлорит NaClO 2 - за избелване на тъкани, за производство на компактни пиротехнически източници на кислород („кислородни свещи“), калиеви хлорати (сол на Бертоломета), калций и магнезий (за борба с селскостопанските вредители, като компоненти на пиротехнически състави и експлозиви, при производството на кибрит), перхлорати - компоненти на експлозиви и пиротехнически състави; Амониевият перхлорат е компонент на твърдите ракетни горива.
Хлорът реагира с много органични съединения. Той бързо се свързва с ненаситени съединения с двойни и тройни въглерод-въглеродни връзки (реакцията с ацетилен протича експлозивно), а на светлина с бензен. При определени условия хлорът може да замени водородните атоми в органичните съединения: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Тази реакция играе важна роля в историята на органичната химия. През 1840 г. френският химик Жан Батист Дюма открива, че когато хлорът реагира с оцетна киселина, реакцията протича с удивителна лекота.
CH 3 COOH + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. При излишък от хлор се образува трихлороцетна киселина CCl 3 COOH. Много химици обаче се отнасяха с недоверие към работата на Дюма. Всъщност, според тогавашната общоприета теория на Берцелиус, положително заредените водородни атоми не могат да бъдат заменени от отрицателно заредени хлорни атоми. Това мнение се поддържаше по това време от много изключителни химици, сред които бяха Фридрих Вьолер, Юстус Либих и, разбира се, самият Берцелиус.
За да се подиграе на Дюма, Вьолер предава на своя приятел Либих статия от името на някой си С. Виндлер (Швиндлер - на немски измамник) за ново успешно приложение на реакцията, уж открита от Дюма. В статията Wöhler пише с очевидна подигравка за това как в мангановия ацетат Mn(CH 3 COO) 2 е възможно да се заменят всички елементи, според тяхната валентност, с хлор, което води до жълто кристално вещество, състоящо се само от хлор. По-нататък беше казано, че в Англия, чрез последователно заместване на всички атоми в органичните съединения с атоми на хлор, обикновените тъкани се превръщат в такива с хлор и че в същото време нещата запазват външния си вид. В бележка под линия се посочва, че лондонските магазини продават оживена търговия с материал, състоящ се само от хлор, тъй като този материал е много добър за нощни шапки и топли гащи.
Реакцията на хлор с органични съединения води до образуването на много органохлорни продукти, сред които са широко използваните разтворители метиленхлорид CH 2 Cl 2, хлороформ CHCl 3, тетрахлорметан CCl 4, трихлоретилен CHCl=CCl 2, тетрахлоретилен C 2 Cl 4 . При наличие на влага хлорът обезцветява зелените листа на растенията и много багрила. Това е било използвано още през 18 век. за избелване на тъкани.
Хлорът като отровен газ.
Шееле, който получи хлор, отбеляза много неприятна силна миризма, затруднено дишане и кашлица. Както по-късно разбрахме, човек мирише на хлор, дори ако един литър въздух съдържа само 0,005 mg от този газ, и в същото време той вече има дразнещ ефект върху дихателните пътища, унищожавайки клетките на лигавицата на дихателните пътища. тракт и белите дробове. Концентрация от 0,012 mg/l е трудно поносима; ако концентрацията на хлор надвишава 0,1 mg/l, става животозастрашаващо: дишането се учестява, става конвулсивно и след това става все по-рядко и след 5-25 минути дишането спира. ПДК във въздуха на промишлените предприятия е 0,001 mg/l, а във въздуха на населените места - 0,00003 mg/l.
Академикът от Санкт Петербург Товий Егорович Ловиц, повтаряйки експеримента на Шееле през 1790 г., случайно изпуснал във въздуха значително количество хлор. След като го вдишва, той губи съзнание и пада, след което страда от нетърпима болка в гърдите в продължение на осем дни. За щастие той се възстанови. Известният английски химик Дейви едва не умря от отравяне с хлор. Експериментите дори с малки количества хлор са опасни, тъй като могат да причинят сериозно увреждане на белите дробове. Казват, че немският химик Егон Виберг започнал една от своите лекции за хлора с думите: „Хлорът е отровен газ. Ако се отровя по време на следващата демонстрация, моля, изведете ме на чист въздух. Но, за съжаление, лекцията ще трябва да бъде прекъсната. Ако изпуснете много хлор във въздуха, става истинско бедствие. Това са изпитали англо-френските войски по време на Първата световна война. Сутринта на 22 април 1915 г. германското командване решава да извърши първата газова атака в историята на войните: когато вятърът духа към врага, на малък шест километров участък от фронта близо до белгийския град Ипр , клапаните на 5730 цилиндъра бяха отворени едновременно, всеки от които съдържаше 30 kg течен хлор. В рамките на 5 минути се образува огромен жълто-зелен облак, който бавно се отдалечава от германските окопи към съюзниците. Английските и френските войници са напълно беззащитни. Газът проникна през пукнатините във всички убежища; нямаше спасение от него: в крайна сметка противогазът все още не беше изобретен. В резултат на това 15 хиляди души бяха отровени, 5 хиляди от тях до смърт. Месец по-късно, на 31 май, германците повтарят газовата атака на източния фронт - срещу руските войски. Това се случи в Полша близо до град Болимова. На 12-километровия фронт от 12 хиляди цилиндъра бяха изпуснати 264 тона смес от хлор и много по-токсичен фосген (хлорид на въглеродна киселина COCl 2). Царското командване знае за случилото се при Ипр, но въпреки това руските войници нямат средства за защита! В резултат на газовата атака загубите възлизат на 9146 души, от които само 108 са в резултат на пушка и артилерийски обстрел, останалите са отровени. В същото време почти веднага загинаха 1183 души.
Скоро химиците показаха как да избягате от хлора: трябва да дишате през марля, напоена с разтвор на натриев тиосулфат (това вещество се използва във фотографията, често се нарича хипосулфит). Хлорът реагира много бързо с разтвор на тиосулфат, като го окислява:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Разбира се, сярната киселина също не е безвредно вещество, но нейният разреден воден разтвор е много по-малко опасен от отровния хлор. Следователно през онези години тиосулфатът имаше друго име - „антихлор“, но първите тиосулфатни противогази не бяха много ефективни.
През 1916 г. руският химик и бъдещ академик Николай Дмитриевич Зелински изобретява наистина ефективен противогаз, в който токсичните вещества се задържат от слой активен въглен. Такива въглища с много развита повърхност биха могли да задържат значително повече хлор от марля, напоена с хипосулфит. За щастие „атаките с хлор“ останаха само трагичен епизод в историята. След световната война от хлора са останали само мирни професии.
Използване на хлор.
Всяка година в света се произвеждат огромни количества хлор – десетки милиони тонове. Само в САЩ до края на 20в. Около 12 милиона тона хлор се произвеждат годишно чрез електролиза (10-то място сред химическите производства). По-голямата част от него (до 50%) се изразходва за хлориране на органични съединения - за получаване на разтворители, синтетичен каучук, поливинилхлорид и други пластмаси, хлоропренов каучук, пестициди, лекарства и много други необходими и полезни продукти. Останалото се изразходва за синтез на неорганични хлориди, в целулозно-хартиената промишленост за избелване на дървесна маса и за пречистване на вода. Хлорът се използва в относително малки количества в металургичната промишленост. С негова помощ се получават много чисти метали - титан, калай, тантал, ниобий. При изгаряне на водород в хлор се получава хлороводород, а от него солна киселина. Хлорът се използва и за производството на избелващи агенти (хипохлорити, белина) и дезинфекция на водата чрез хлориране.
Иля Леенсън
В природата хлорът се среща в газообразно състояние и само под формата на съединения с други газове. При условия, близки до нормалните, това е отровен, разяждащ газ със зеленикав цвят. Има повече тегло от въздуха. Има сладка миризма. Молекулата на хлора съдържа два атома. В спокойно състояние не гори, но при високи температури взаимодейства с водорода, след което е възможна експлозия. В резултат на това се отделя газ фосген. Много отровен. Така дори при ниски концентрации във въздуха (0,001 mg на 1 dm 3) може да причини смърт. хлорът заявява, че е по-тежък от въздуха, следователно винаги ще се намира близо до пода под формата на жълтеникаво-зелена мъгла.
Исторически факти
За първи път на практика това вещество е получено от K. Scheeley през 1774 г. чрез комбиниране на солна киселина и пиролузит. Въпреки това, едва през 1810 г. П. Дейви успя да характеризира хлора и да установи, че той е отделен химичен елемент.
Заслужава да се отбележи, че през 1772 г. той успя да получи хлороводород, съединение на хлор и водород, но химикът не успя да раздели тези два елемента.
Химични характеристики на хлора
Хлорът е химичен елемент от главната подгрупа на VII група на периодичната система. Той е в трети период и има атомен номер 17 (17 протона в атомното ядро). Химически активен неметал. Означава се с буквите Cl.
Той е типичен представител на газове, които нямат цвят, но имат остра, остра миризма. Обикновено токсичен. Всички халогени са добре разредени във вода. Когато са изложени на влажен въздух, те започват да пушат.
Външната електронна конфигурация на атома Cl е 3s2Zr5. Следователно в съединения химичният елемент показва нива на окисление -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома е 0,96 Å, йонният радиус на Cl- е 1,83 Å, атомният електронен афинитет е 3,65 eV, нивото на йонизация е 12,87 eV.
Както беше посочено по-горе, хлорът е доста активен неметал, което прави възможно създаването на съединения с почти всякакви метали (в някои случаи с помощта на топлина или влага, измествайки брома) и неметали. В прахообразна форма той реагира с метали само когато е изложен на високи температури.
Максималната температура на горене е 2250 °C. С кислорода може да образува оксиди, хипохлорити, хлорити и хлорати. Всички съединения, съдържащи кислород, стават експлозивни при взаимодействие с окисляващи вещества. Струва си да се отбележи, че те могат да експлодират произволно, докато хлоратите експлодират само когато са изложени на всякакви инициатори.
Характеристики на хлора по позиция в периодичната система:
Просто вещество;
. елемент от седемнадесетата група на периодичната таблица;
. трети период на трети ред;
. седма група от основната подгрупа;
. атомен номер 17;
. означен със символа Cl;
. реактивен неметал;
. е в халогенната група;
. при условия, близки до нормалните, това е отровен газ с жълтеникаво-зелен цвят с остра миризма;
. една хлорна молекула има 2 атома (формула Cl 2).
Физични свойства на хлора:
Точка на кипене: -34.04 °C;
. точка на топене: -101,5 °C;
. плътност в газообразно състояние - 3,214 g/l;
. плътност на течния хлор (по време на кипене) - 1,537 g/cm3;
. плътност на твърд хлор - 1,9 g/cm 3 ;
. специфичен обем - 1.745 х 10 -3 l/g.
Хлор: характеристики на температурните промени
В газообразно състояние има тенденция лесно да се втечнява. При налягане от 8 атмосфери и температура от 20 ° C изглежда като зеленикаво-жълта течност. Има много високи корозивни свойства. Както показва практиката, този химичен елемент може да поддържа течно състояние до критична температура (143 ° C), при повишено налягане.
Ако се охлади до температура от -32 ° C, ще се превърне в течност независимо от атмосферното налягане. При по-нататъшно понижаване на температурата настъпва кристализация (при -101 ° C).
Хлор в природата
Земната кора съдържа само 0,017% хлор. По-голямата част се намира във вулканични газове. Както беше посочено по-горе, веществото има голяма химическа активност, в резултат на което се среща в природата в съединения с други елементи. Много минерали обаче съдържат хлор. Характеристиките на елемента позволяват образуването на около сто различни минерала. По правило това са метални хлориди.
Също така голямо количество от него се намира в Световния океан - почти 2%. Това се дължи на факта, че хлоридите се разтварят много активно и се пренасят от реките и моретата. Възможен е и обратният процес. Хлорът се измива обратно на брега, а след това вятърът го носи из околността. Ето защо най-голямата му концентрация се наблюдава в крайбрежните зони. В сухите райони на планетата газът, който разглеждаме, се образува чрез изпаряване на вода, в резултат на което се появяват солени блата. Годишно в света се добиват около 100 милиона тона от това вещество. Което обаче не е изненадващо, тъй като има много находища, съдържащи хлор. Характеристиките му обаче до голяма степен зависят от географското му местоположение.
Методи за получаване на хлор
Днес съществуват редица методи за производство на хлор, от които най-често срещаните са следните:
1. Диафрагма. Той е най-простият и най-евтиният. Солният разтвор при диафрагмена електролиза навлиза в анодното пространство. След това тече през стоманената катодна решетка в диафрагмата. Съдържа малко количество полимерни влакна. Важна характеристика на това устройство е обратният поток. Той е насочен от анодното пространство към катодното пространство, което прави възможно отделното получаване на хлор и основи.
2. Мембрана. Най-енергийно ефективният, но труден за внедряване в една организация. Подобно на диафрагмата. Разликата е, че анодното и катодното пространство са напълно разделени от мембрана. Следователно изходът е два отделни потока.
Струва си да се отбележи, че характеристиките на химикала елемент (хлор), получен чрез тези методи, ще бъде различен. Мембранният метод се счита за по-„чист“.
3. Живачен метод с течен катод. В сравнение с други технологии, тази опция ви позволява да получите най-чистия хлор.
Основната схема на инсталацията се състои от електролизатор и взаимосвързани помпа и разлагател на амалгама. Живакът, изпомпван заедно с разтвор на готварска сол, служи като катод, а въглеродните или графитните електроди служат като анод. Принципът на работа на инсталацията е следният: от електролита се отделя хлор, който се отстранява от електролизера заедно с анолита. Примесите и остатъчният хлор се отстраняват от последния, повторно се насищат с халит и се връщат за електролиза.
Изискванията за промишлена безопасност и нерентабилното производство доведоха до замяната на течния катод с твърд.
Използване на хлор за промишлени цели
Свойствата на хлора позволяват активното му използване в промишлеността. С помощта на този химичен елемент се получават различни (винилхлорид, хлоркаучук и др.) лекарства и дезинфектанти. Но най-голямата ниша, заета в индустрията, е производството на солна киселина и вар.
Методите за пречистване на питейната вода са широко използвани. Днес те се опитват да се отдалечат от този метод, като го заменят с озониране, тъй като веществото, което разглеждаме, влияе негативно на човешкото тяло, а хлорираната вода разрушава тръбопроводите. Това се дължи на факта, че в свободно състояние Cl има вредно въздействие върху тръбите, изработени от полиолефини. Повечето страни обаче предпочитат метода на хлориране.
Хлорът се използва и в металургията. С негова помощ се получават редица редки метали (ниобий, тантал, титан). В химическата промишленост различни хлорорганични съединения се използват активно за борба с плевелите и за други селскостопански цели; елементът се използва и като белина.
Поради химичната си структура хлорът разрушава повечето органични и неорганични багрила. Това се постига чрез пълното им избелване. Този резултат е възможен само в присъствието на вода, тъй като възниква процесът на обезцветяване, поради което се образува след разпадането на хлор: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Този метод намери приложение няколко преди векове и все още е популярен днес.
Използването на това вещество за производството на органохлорни инсектициди е много популярно. Тези земеделски продукти убиват вредните организми, като оставят растенията непокътнати. Значителна част от целия произведен хлор на планетата се използва за селскостопански нужди.
Използва се и в производството на пластмасови съединения и каучук. От тях се правят изолации на проводници, офис консумативи, оборудване, корпуси за домакински уреди и др. Има мнение, че получените по този начин каучуци са вредни за хората, но това не е потвърдено от науката.
Струва си да се отбележи, че хлорът (характеристиките на веществото бяха описани подробно от нас по-рано) и неговите производни, като иприт и фосген, също се използват за военни цели за производство на химически бойни агенти.
Хлорът като ярък представител на неметалите
Неметалите са прости вещества, които включват газове и течности. В повечето случаи те провеждат електричество по-лошо от металите и имат значителни разлики във физичните и механичните характеристики. С помощта на високо ниво на йонизация те са в състояние да образуват ковалентни химични съединения. По-долу ще дадем описание на неметал, използвайки хлор като пример.
Както бе споменато по-горе, този химичен елемент е газ. При нормални условия той напълно няма свойства, подобни на тези на металите. Без външна помощ той не може да взаимодейства с кислород, азот, въглерод и др. Той проявява своите окислителни свойства във връзки с прости вещества и някои сложни. Това е халоген, което ясно се отразява в неговите химични свойства. В комбинация с други представители на халогените (бром, астат, йод) ги измества. В газообразно състояние хлорът (характеристиките му са пряко потвърждение за това) е силно разтворим. Отличен дезинфектант е. Убива само живи организми, което го прави незаменим в селското стопанство и медицината.
Използва се като отровно вещество
Характеристиките на хлорния атом позволяват използването му като отровно средство. Газът е използван за първи път от Германия на 22 април 1915 г. по време на Първата световна война, в резултат на която загиват около 15 хиляди души. В момента не е приложимо.
Нека дадем кратко описание на химичния елемент като задушаващо средство. Повлиява човешкия организъм чрез задушаване. Първо дразни горните дихателни пътища и лигавицата на очите. Тежката кашлица започва с пристъпи на задушаване. Освен това, прониквайки в белите дробове, газът корозира белодробната тъкан, което води до оток. важно! Хлорът е бързодействащо вещество.
В зависимост от концентрацията във въздуха, симптомите варират. При ниски нива човек изпитва зачервяване на лигавицата на очите и лек задух. Съдържание от 1,5-2 g/m 3 в атмосферата предизвиква тежест и остри усещания в гърдите, остра болка в горните дихателни пътища. Състоянието може да бъде придружено и от силно сълзене. След 10-15 минути престой в стая с такава концентрация на хлор настъпват тежки белодробни изгаряния и смърт. При по-плътни концентрации е възможна смърт в рамките на минута от парализа на горните дихателни пътища.
Хлорът в живота на организмите и растенията
Хлорът се намира в почти всички живи организми. Особеността е, че не присъства в чист вид, а под формата на съединения.
В животинските и човешките организми хлорните йони поддържат осмотичното равенство. Това се дължи на факта, че те имат най-подходящия радиус за проникване в мембранните клетки. Заедно с калиевите йони Cl регулира водно-солевия баланс. В червата хлорните йони създават благоприятна среда за действието на протеолитичните ензими на стомашния сок. Каналите за хлор се намират в много клетки в нашето тяло. Чрез тях се осъществява междуклетъчната обмяна на течности и се поддържа pH на клетката. Около 85% от общия обем на този елемент в тялото се намира в междуклетъчното пространство. Елиминира се от тялото през уретрата. Произвежда се от женското тяло по време на кърмене.
На този етап на развитие е трудно да се каже недвусмислено кои заболявания се провокират от хлора и неговите съединения. Това се дължи на липсата на изследвания в тази област.
Хлорните йони присъстват и в растителните клетки. Той участва активно в енергийния метаболизъм. Без този елемент процесът на фотосинтеза е невъзможен. С негова помощ корените активно усвояват необходимите вещества. Но високата концентрация на хлор в растенията може да има пагубен ефект (забавяне на процеса на фотосинтеза, спиране на развитието и растежа).
Има обаче представители на флората, които са успели да се „приятеляват“ или поне да се разбират с този елемент. Характеристиките на неметал (хлор) съдържат такъв елемент като способността на веществото да окислява почвите. В процеса на еволюция горепосочените растения, наречени халофити, заемат празни солени блата, които са празни поради изобилие от този елемент. Те абсорбират хлорни йони и след това се отърват от тях с помощта на падане на листата.
Транспортиране и съхранение на хлор
Има няколко начина за преместване и съхранение на хлор. Характеристиките на елемента изискват специални цилиндри с високо налягане. Такива контейнери имат идентификационна маркировка - вертикална зелена линия. Цилиндрите трябва да се измиват старателно всеки месец. Когато хлорът се съхранява дълго време, се образува много експлозивна утайка - азотен трихлорид. Неспазването на всички правила за безопасност може да доведе до спонтанно запалване и експлозия.
Изследване на хлор
Бъдещите химици трябва да познават характеристиките на хлора. По план 9-класниците дори могат да провеждат лабораторни опити с това вещество въз основа на основни познания по дисциплината. Естествено, учителят е длъжен да предостави инструкции за безопасност.
Процедурата на работа е следната: трябва да вземете колба с хлор и да изсипете в нея малки метални стърготини. По време на полет стружките ще пламнат с ярки светлинни искри и в същото време ще се образува лек бял SbCl3 дим. Когато калаено фолио се потопи в съд с хлор, то също ще се запали спонтанно и огнени снежинки бавно ще падат на дъното на колбата. По време на тази реакция се образува димяща течност - SnCl 4. Когато железни стружки се поставят в съд, ще се образуват червени „капки“ и ще се появи червен дим от FeCl3.
Наред с практическата работа се повтаря теорията. По-специално, такъв въпрос като характеристиките на хлора по позиция в периодичната таблица (описана в началото на статията).
В резултат на експерименти се оказва, че елементът реагира активно на органични съединения. Ако поставите памучна вата, предварително напоена с терпентин, в буркан с хлор, тя моментално ще се запали и от колбата внезапно ще изпаднат сажди. Натрият тлее ефектно с жълтеникав пламък, а по стените на контейнера с химикали се появяват солни кристали. За учениците ще бъде интересно да знаят, че докато е млад химик, Н. Н. Семенов (по-късно носител на Нобелова награда), след като провежда такъв експеримент, събира сол от стените на колбата и, като я поръсва върху хляба, я изяжда. Химията се оказа права и не подведе учения. В резултат на експеримента, извършен от химика, всъщност се оказа обикновена готварска сол!