15.1. Generelle egenskaper for halogener og kalkogener
Halogener ("genererende salter") er elementer i gruppe VIIA. Disse inkluderer fluor, klor, brom og jod. Denne gruppen inkluderer også ustabil, og derfor ikke funnet i naturen, astatin. Noen ganger er også hydrogen inkludert i denne gruppen.
Kalkogener ("kobberproduserende") er elementer i VIA-gruppen. Disse inkluderer oksygen, svovel, selen, tellur og polonium, som praktisk talt ikke finnes i naturen.
Av de åtte atomene som finnes i naturen elementer av disse to gruppene de vanligste oksygenatomene ( w= 49,5%), etterfulgt av kloratomer i overflod ( w= 0,19 %), deretter – svovel ( w= 0,048 %), deretter fluor ( w= 0,028 %). Atomene til andre grunnstoffer er hundrevis og tusenvis av ganger mindre. Du studerte allerede oksygen i åttende klasse (kapittel 10); av de andre grunnstoffene er de viktigste klor og svovel - du vil bli kjent med dem i dette kapittelet.
Orbitalradiene til atomene til halogener og kalkogener er små og bare de fjerde atomene i hver gruppe nærmer seg en ångstrøm. Dette fører til det faktum at alle disse elementene er ikke-metalldannende elementer og bare tellur og jod viser noen tegn på amfoterisitet.
Den generelle valens elektroniske formelen for halogener er ns 2 n.p. 5, og kalkogener - ns 2 n.p. 4. Den lille størrelsen på atomer tillater dem ikke å gi fra seg elektroner; tvert imot har atomene til disse elementene en tendens til å akseptere dem, og danner enkeltladede (for halogener) og dobbeltladede (for kalkogener) anioner. Ved å kombinere med små atomer danner atomene til disse elementene kovalente bindinger. Syv valenselektroner gjør at halogenatomer (unntatt fluor) kan danne opptil syv kovalente bindinger, og seks valenselektroner av kalkogenatomer - opptil seks kovalente bindinger.
I fluorforbindelser, det mest elektronegative elementet, er bare én oksidasjonstilstand mulig, nemlig –I. Oksygen har som kjent en maksimal oksidasjonstilstand på +II. For atomer av andre grunnstoffer er den høyeste oksidasjonstilstanden lik gruppetallet.
De enkle stoffene i gruppe VIIA-elementer er av samme type i struktur. De består av diatomiske molekyler. Under normale forhold er fluor og klor gasser, brom er en væske, og jod er et fast stoff. I henhold til deres kjemiske egenskaper er disse stoffene sterke oksidasjonsmidler. På grunn av økningen i størrelsen på atomer med økende atomnummer, reduseres deres oksidative aktivitet.
Av de enkle stoffene i gruppe VIA-elementer er under normale forhold bare oksygen og ozon gassformige, bestående av henholdsvis diatomiske og triatomiske molekyler; resten er faste stoffer. Svovel består av åtte-atoms sykliske molekyler S 8, selen og tellur fra polymermolekyler Se n og Te n. Når det gjelder deres oksidative aktivitet, er kalkogener dårligere enn halogener: bare oksygen er et sterkt oksidasjonsmiddel, mens resten viser oksiderende egenskaper i mye mindre grad.
Sammensatt hydrogenforbindelser halogener (HE) oppfyller fullt ut den generelle regelen, og kalkogener, i tillegg til vanlige hydrogenforbindelser med sammensetningen H 2 E, kan også danne mer komplekse hydrogenforbindelser av sammensetningen H 2 E n kjedestruktur. I vandige løsninger viser både hydrogenhalogenider og andre kalkogenhydrogener sure egenskaper. Molekylene deres er syrepartikler. Av disse er det kun HCl, HBr og HI som er sterke syrer.
For halogendannelse oksider ukarakteristiske, de fleste av dem er ustabile, men høyere oksider av sammensetningen E 2 O 7 er kjent for alle halogener (unntatt fluor, hvis oksygenforbindelser ikke er oksider). Alle halogenoksider er molekylære stoffer; deres kjemiske egenskaper er sure oksider.
I samsvar med deres valensevne danner kalkogener to serier oksider: EO 2 og EO 3. Alle disse oksidene er sure.
Hydroksider av halogener og kalkogener er oksosyrer.
Lag forkortede elektroniske formler og energidiagrammer av atomer av elementer i gruppene VIA og VIIA. Angi de ytre elektronene og valenselektronene.
Klor er den vanligste og derfor den viktigste av halogenene.
I jordskorpen finnes klor i mineralene: halitt (steinsalt) NaCl, sylvitt KCl, karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O og mange andre. Den viktigste industrielle produksjonsmetoden er elektrolyse av natrium- eller kaliumklorider.
Et enkelt stoff, klor, er en grønnaktig gass med en stikkende, kvelende lukt. Ved –101 °C kondenserer det til en gulgrønn væske. Klor er veldig giftig; under første verdenskrig prøvde de til og med å bruke det som et kjemisk krigføringsmiddel.
Klor er et av de kraftigste oksidasjonsmidlene. Det reagerer med de fleste enkle stoffer (unntak: edle gasser, oksygen, nitrogen, grafitt, diamant og noen andre). Som et resultat dannes halogenider:
Cl2 + H2 = 2HCl (når oppvarmet eller utsatt for lys);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (når brent i overskudd av klor);
Cl2 + 2Na = 2NaCl (ved romtemperatur);
3Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (ved romtemperatur);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (ved oppvarming).
I tillegg kan klor oksidere mange komplekse stoffer, for eksempel:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl (i gassfasen og i løsning);
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl (i gassfasen og i løsning);
Cl2 + H2S = 2HCl + S (i løsning);
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl (i løsning);
Cl2 + 3H202 = 2HCl + 2H20 + O2 (i konsentrert løsning);
Cl2 + CO = CCl20 (i gassfasen);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (i gassfasen).
I vann er klor delvis oppløst (fysisk), og reagerer delvis reversibelt med det (se § 11.4 c). Med en kald løsning av kaliumhydroksid (og enhver annen alkali) oppstår en lignende reaksjon irreversibelt:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.
Som et resultat dannes en løsning av kaliumklorid og hypokloritt. Når det reageres med kalsiumhydroksid, dannes en blanding av CaCl 2 og Ca(ClO) 2, kalt blekemiddel.
Med varme konsentrerte løsninger av alkalier, fortsetter reaksjonen annerledes:
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O.
Når det reageres med KOH, produserer dette kaliumklorat, kalt Bertholletsalt.
Hydrogenklorid er den eneste hydrogenforbindelse klor Denne fargeløse gassen med en kvelende lukt er svært løselig i vann (den reagerer fullstendig med den og danner oksoniumioner og kloridioner (se § 11.4). Oppløsningen i vann kalles saltsyre eller saltsyre. Dette er et av de viktigste produktene. av kjemisk teknologi, siden saltsyre konsumeres i mange bransjer.Det er også av stor betydning for mennesker, spesielt fordi det er inneholdt i magesaft, noe som letter fordøyelsen av mat.
Hydrogenklorid ble tidligere produsert industrielt ved å brenne klor i hydrogen. For tiden er behovet for saltsyre nesten fullstendig tilfredsstilt gjennom bruk av hydrogenklorid, dannet som et biprodukt under klorering av forskjellige organiske stoffer, for eksempel metan:
CH4 + Cl2 = CH3 + HCl
Og laboratorier produserer hydrogenklorid fra natriumklorid ved å behandle det med konsentrert svovelsyre:
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHS04 (ved romtemperatur);
2NaCl + 2H2SO4 = 2HCl + Na2S2O7 + H2O (ved oppvarming).
Høyere oksid klor Cl 2 O 7 – fargeløs oljeaktig væske, molekylær substans, surt oksid. Som et resultat av reaksjon med vann danner den perklorsyre HClO 4, den eneste kloroksosyren som eksisterer som et individuelt stoff; de gjenværende kloroksosyrene er kun kjent i vandige løsninger. Informasjon om disse klorsyrene er gitt i tabell 35.
Tabell 35. Klorsyrer og deres salter
C/O |
Formel |
Navn |
Makt |
Navn |
saltsyre |
||||
hypoklor |
hypokloritter |
|||
klorid |
||||
hypoklor |
||||
perklorater |
De fleste klorider er løselige i vann. Unntakene er AgCl, PbCl 2, TlCl og Hg 2 Cl 2. Dannelse av et fargeløst bunnfall av sølvklorid når sølvnitratløsning tilsettes til testløsningen – kvalitativ reaksjon for kloridion:
Ag + Cl = AgCl
Klor kan fås fra natrium- eller kaliumklorider i laboratoriet:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2 NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
Som et oksidasjonsmiddel når du produserer klor med denne metoden, kan du bruke ikke bare mangandioksid, men også KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3.
Natrium- og kaliumhypokloritter er inkludert i forskjellige husholdnings- og industrielle blekemidler. Blekemiddel brukes også som blekemiddel og brukes også som desinfeksjonsmiddel.
Kaliumklorat brukes i produksjon av fyrstikker, eksplosiver og pyrotekniske sammensetninger. Ved oppvarming brytes det ned:
4KC103 = KCl + 3KC104;
2KClO3 = 2KCl + O 2 (i nærvær av MnO 2).
Kaliumperklorat brytes også ned, men ved høyere temperatur: KClO 4 = KCl + 2O 2.
1. Sett sammen molekylære ligninger for reaksjoner som er gitt ioniske ligninger for i teksten til avsnittet.
2. Skriv ned likninger for reaksjonene gitt i teksten til avsnittet beskrivende.
3. Lag reaksjonslikninger som karakteriserer de kjemiske egenskapene til a) klor, b) hydrogenklorid (og saltsyre), c) kaliumklorid og d) bariumklorid.
Kjemiske egenskaper til klorforbindelser
Ulike allotropiske modifikasjoner er stabile under forskjellige forhold element svovel. Under normale forhold enkelt stoff svovel er et gult, sprøtt krystallinsk stoff som består av åtteatomare molekyler:
Dette er det såkalte ortorombiske svovelet (eller -svovelet) S 8. (Navnet kommer fra et krystallografisk begrep som karakteriserer symmetrien til krystallene til dette stoffet). Ved oppvarming smelter den (113 ° C), og blir til en mobil gul væske som består av de samme molekylene. Ved ytterligere oppvarming brytes sykluser og det dannes veldig lange polymermolekyler - smelten mørkner og blir veldig tyktflytende. Dette er den såkalte -sulfur S n. Svovel koker (445 °C) i form av diatomiske molekyler S 2, som i struktur ligner oksygenmolekyler. Strukturen til disse molekylene, i likhet med oksygenmolekylene, kan ikke beskrives innenfor rammen av den kovalente bindingsmodellen. I tillegg er det andre allotropiske modifikasjoner av svovel.
I naturen er det forekomster av naturlig svovel, som det utvinnes fra. Det meste av utvunnet svovel brukes til å produsere svovelsyre. Noe av svovelet brukes i landbruket for å beskytte planter. Renset svovel brukes i medisin for å behandle hudsykdommer.
Fra hydrogenforbindelser svovel, den viktigste er hydrogensulfid (monosulfan) H 2 S. Det er en fargeløs giftig gass med lukt av råtne egg. Det er litt løselig i vann. Oppløsning er fysisk. I liten grad skjer protolyse av hydrogensulfidmolekyler i en vandig løsning og i enda mindre grad de resulterende hydrosulfidionene (se vedlegg 13). Imidlertid kalles en løsning av hydrogensulfid i vann hydrogensulfidsyre (eller hydrogensulfidvann).
Hydrogensulfid brenner i luft:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (med overskudd av oksygen).
En kvalitativ reaksjon på tilstedeværelsen av hydrogensulfid i luften er dannelsen av svart blysulfid (svarting av filterpapir fuktet med en løsning av blynitrat:
H2S + Pb2 + 2H20 = PbS + 2H3O
Reaksjonen fortsetter i denne retningen på grunn av den svært lave løseligheten av blysulfid.
I tillegg til hydrogensulfid, danner svovel også andre sulfaner H 2 S n f.eks. disulfan H2S2, som i struktur ligner hydrogenperoksyd. Det er også en veldig svak syre; saltet er pyritt FeS 2.
I samsvar med valensevnen til dets atomer, danner svovel to oksid: SO 2 og SO 3 . Svoveldioksid (ofte kjent som svoveldioksid) er en fargeløs gass med en skarp lukt som forårsaker hoste. Svoveltrioksid (det gamle navnet er svovelsyreanhydrid) er et fast, ekstremt hygroskopisk, ikke-molekylært stoff som blir til et molekylært stoff ved oppvarming. Begge oksidene er sure. Når de reagerer med vann danner de henholdsvis svoveldioksid og svoveldioksid. syrer.
I fortynnede løsninger er svovelsyre en typisk sterk syre med alle dens karakteristiske egenskaper.
Ren svovelsyre, så vel som dens konsentrerte løsninger, er veldig sterke oksidasjonsmidler, og oksidasjonsatomene her er ikke hydrogenatomer, men svovelatomer, som beveger seg fra +VI-oksidasjonstilstanden til +IV-oksidasjonstilstanden. Som et resultat, når du reagerer med konsentrert svovelsyre, dannes det vanligvis svoveldioksid, for eksempel:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H20;
2KBr + 3H2SO4 = 2KHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O.
Dermed reagerer selv metaller som er i spenningsserien til høyre for hydrogen (Cu, Ag, Hg) med konsentrert svovelsyre. Samtidig reagerer ikke noen ganske aktive metaller (Fe, Cr, Al, etc.) med konsentrert svovelsyre, dette skyldes det faktum at det dannes en tett beskyttende film på overflaten av slike metaller under påvirkning av svovelsyre, som forhindrer ytterligere oksidasjon. Dette fenomenet kalles passivering.
Å være en dibasisk syre, danner svovelsyre to rader salter: middels og sur. Syresalter isoleres bare for alkaliske elementer og ammonium; eksistensen av andre sure salter er tvilsom.
De fleste medium sulfater er løselige i vann, og siden sulfationet praktisk talt ikke er en anionisk base, gjennomgår de ikke anionhydrolyse.
Moderne industrielle metoder for produksjon av svovelsyre er basert på produksjon av svoveldioksid (1. trinn), dets oksidasjon til trioksid (2. trinn) og samspillet mellom svoveltrioksid med vann (tredje trinn).
Svoveldioksid produseres ved å brenne svovel eller forskjellige sulfider i oksygen:
S + O2 = S02;
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Prosessen med å brenne sulfidmalmer i ikke-jernholdig metallurgi er alltid ledsaget av dannelsen av svoveldioksid, som brukes til å produsere svovelsyre.
Under normale forhold er det umulig å oksidere svoveldioksid med oksygen. Oksidasjon utføres ved oppvarming i nærvær av en katalysator - vanadium(V) eller platinaoksid. Selv om reaksjonen
2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q
reversibel, yield når 99%.
Hvis den resulterende gassblandingen av svoveltrioksid og luft føres gjennom rent vann, absorberes ikke det meste av svoveltrioksidet. For å forhindre tap føres gassblandingen gjennom svovelsyre eller dens konsentrerte løsninger. Dette produserer disulfuric syre:
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7.
En løsning av disulfuric acid i svovelsyre kalles oleum og er ofte representert som en løsning av svoveltrioksid i svovelsyre.
Ved å fortynne oleum med vann kan du få både ren svovelsyre og dens løsninger.
1. Lag strukturformler
a) svoveldioksid, b) svoveldioksid,
c) svovelsyre, d) disulfuric acid.
DEFINISJON
Klor- det syttende elementet i det periodiske system. Betegnelse - Cl fra det latinske "chlorum". Ligger i den tredje perioden, VIIA-gruppen. Refererer til ikke-metaller. Atomladningen er 17.
Den viktigste naturlige klorforbindelsen er natriumklorid (bordsalt) NaCl. Hovedmassen av natriumklorid finnes i vannet i hav og hav. Vannet i mange innsjøer inneholder også betydelige mengder NaCl. Den finnes også i fast form, og danner steder i jordskorpen tykke lag av såkalt steinsalt. Andre klorforbindelser er også vanlige i naturen, for eksempel kaliumklorid i form av mineralene karnalitt KCl × MgCl 2 × 6H 2 O og sylvitt KCl.
Under normale forhold er klor en gulgrønn gass (fig. 1), som er svært løselig i vann. Ved avkjøling frigjøres krystallinske hydrater fra vandige løsninger, som er klarater med den omtrentlige sammensetningen Cl 2 × 6H 2 O og Cl 2 × 8H 2 O.
Ris. 1. Klor i flytende tilstand. Utseende.
Atom- og molekylmasse av klor
Den relative atommassen til et grunnstoff er forholdet mellom massen til et atom til et gitt grunnstoff og 1/12 av massen til et karbonatom. Relativ atommasse er dimensjonsløs og er betegnet med A r (indeksen "r" er startbokstaven i det engelske ordet relativ, som betyr "relativ"). Den relative atommassen til atomisk klor er 35.457 amu.
Massene av molekyler, så vel som massene av atomer, uttrykkes i atommasseenheter. Molekylmassen til et stoff er massen til et molekyl, uttrykt i atommasseenheter. Den relative molekylmassen til et stoff er forholdet mellom massen til et molekyl av et gitt stoff og 1/12 av massen til et karbonatom, hvis masse er 12 amu. Det er kjent at klormolekylet er diatomisk - Cl 2. Den relative molekylvekten til et klormolekyl vil være lik:
Mr (Cl 2) = 35,457 x 2 ≈ 71.
Isotoper av klor
Det er kjent at i naturen kan klor finnes i form av to stabile isotoper 35 Cl (75,78%) og 37 Cl (24,22%). Massetallene deres er henholdsvis 35 og 37. Kjernen til et atom i klorisotopen 35 Cl inneholder sytten protoner og atten nøytroner, og isotopen 37 Cl inneholder samme antall protoner og tjue nøytroner.
Det er kunstige isotoper av klor med massetall fra 35 til 43, blant hvilke den mest stabile er 36 Cl med en halveringstid på 301 tusen år.
Klorioner
Det ytre energinivået til kloratomet har syv elektroner, som er valenselektroner:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
Som et resultat av kjemisk interaksjon kan klor miste sine valenselektroner, dvs. være deres giver, og blir til positivt ladede ioner eller aksepterer elektroner fra et annet atom, dvs. være deres akseptor og bli til negativt ladede ioner:
C10-7e → Cl7+;
C10-5e → Cl5+;
C10-4e → Cl4+;
C10-3e → Cl3+;
C10-2e → Cl2+;
C10-1e → Cl1+;
Cl 0 + 1 e → Cl 1-.
Klormolekyl og atom
Klormolekylet består av to atomer - Cl 2. Her er noen egenskaper som karakteriserer kloratomet og molekylet:
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
| Trening | Hvor mye klor må man ta for å reagere med 10 liter hydrogen? Gasser er under de samme forholdene. |
| Løsning | La oss skrive ligningen for reaksjonen mellom klor og hydrogen: Cl2 + H2 = 2HCl. La oss beregne mengden hydrogenstoff som reagerte: n (H2) = V (H2)/Vm; n (H2) = 10/22,4 = 0,45 mol. I følge ligningen er n (H 2) = n (Cl 2) = 0,45 mol. Deretter er volumet av klor som reagerte med hydrogen lik: |
Vest i Flandern ligger en bitteliten by. Ikke desto mindre er navnet kjent over hele verden og vil lenge forbli i menneskehetens minne som et symbol på en av de største forbrytelsene mot menneskeheten. Denne byen er Ypres. Crecy (i slaget ved Crecy i 1346 brukte engelske tropper skytevåpen for første gang i Europa.) - Ypres - Hiroshima - milepæler på veien til å gjøre krig til en gigantisk ødeleggelsesmaskin.
I begynnelsen av 1915 ble den såkalte Ypres-salienten dannet på den vestlige frontlinjen. Allierte anglo-franske styrker nordøst for Ypres hadde trengt inn i territorium holdt av den tyske hæren. Den tyske kommandoen bestemte seg for å sette i gang et motangrep og utjevne frontlinjen. Om morgenen den 22. april, da vinden blåste jevnt fra nordøst, begynte tyskerne uvanlige forberedelser til offensiven – de gjennomførte det første gassangrepet i krigens historie. På Ypres-sektoren av fronten ble 6000 klorsylindere åpnet samtidig. I løpet av fem minutter dannet det seg en enorm, veiende 180 tonn, giftig gulgrønn sky, som sakte beveget seg mot fiendens skyttergraver.
Ingen forventet dette. De franske og britiske troppene forberedte seg på et angrep, for artilleribeskytning, soldatene gravde seg sikkert inn, men foran den destruktive klorskyen var de fullstendig ubevæpnet. Den dødelige gassen trengte inn i alle sprekker og inn i alle tilfluktsrom. Resultatene av det første kjemiske angrepet (og det første bruddet på Haagkonvensjonen fra 1907 om ikke-bruk av giftige stoffer!) var forbløffende - klor påvirket rundt 15 tusen mennesker, med rundt 5 tusen døde. Og alt dette - for å jevne ut den 6 km lange frontlinjen! To måneder senere satte tyskerne i gang et klorangrep på østfronten. Og to år senere økte Ypres beryktet. Under en vanskelig kamp 12. juli 1917 ble et giftig stoff, senere kalt sennepsgass, brukt for første gang i området av denne byen. Sennepsgass er et klorderivat, diklordietylsulfid.
Vi husker disse episodene av historien knyttet til en liten by og ett kjemisk grunnstoff for å vise hvor farlig grunnstoff nr. 17 kan være i hendene på militante galninger. Dette er det mørkeste kapittelet i klorhistorien.
Men det blir helt feil å se klor kun som et giftig stoff og et råstoff for produksjon av andre giftige stoffer...
Historie om klor
Historien om elementært klor er relativt kort, og går tilbake til 1774. Historien om klorforbindelser er like gammel som verden. Det er nok å huske at natriumklorid er bordsalt. Og tilsynelatende, selv i forhistorisk tid, ble saltets evne til å bevare kjøtt og fisk lagt merke til.
De eldste arkeologiske funnene - bevis på bruk av salt av mennesker - dateres tilbake til omtrent 3...4 årtusen f.Kr. Og den eldste beskrivelsen av utvinning av steinsalt finnes i skriftene til den greske historikeren Herodot (5. århundre f.Kr.). Herodot beskriver utvinningen av steinsalt i Libya. I oasen Sinach i sentrum av den libyske ørkenen var det det berømte tempelet til guden Ammon-Ra. Det er derfor Libya ble kalt "Ammoniakk", og det første navnet på steinsalt var "sal ammoniacum". Senere, fra rundt 1200-tallet. AD, dette navnet ble tildelt ammoniumklorid.
Plinius den eldstes naturhistorie beskriver en metode for å skille gull fra uedle metaller ved kalsinering med salt og leire. Og en av de første beskrivelsene av rensing av natriumklorid finnes i verkene til den store arabiske legen og alkymisten Jabir ibn Hayyan (i europeisk stavemåte - Geber).
Det er svært sannsynlig at alkymister også møtte elementært klor, siden i landene i øst allerede på 900-tallet og i Europa på 1200-tallet. "Aqua regia" var kjent - en blanding av saltsyre og salpetersyre. I boken til nederlenderen Van Helmont, Hortus Medicinae, utgitt i 1668, heter det at når ammoniumklorid og salpetersyre varmes sammen, får man en viss gass. Etter beskrivelsen å dømme er denne gassen veldig lik klor.
Klor ble først beskrevet i detalj av den svenske kjemikeren Scheele i hans avhandling om pyrolusitt. Mens han varmet opp mineralet pyrolusitt med saltsyre, la Scheele merke til en lukt som var karakteristisk for aqua regia, samlet og undersøkte den gulgrønne gassen som ga opphav til denne lukten, og studerte dens interaksjon med visse stoffer. Scheele var den første som oppdaget virkningen av klor på gull og kanel (i sistnevnte tilfelle dannes sublimat) og klorets blekeegenskaper.
Scheele betraktet ikke den nylig oppdagede gassen for å være et enkelt stoff og kalte det "dephlogisticated saltsyre." På moderne språk trodde Scheele, og etter ham andre forskere på den tiden, at den nye gassen var oksidet av saltsyre.
Noe senere foreslo Bertholet og Lavoisier å betrakte denne gassen som et oksid av et visst nytt grunnstoff "murium". I tre og et halvt tiår forsøkte kjemikere uten hell å isolere den ukjente muriaen.
Til å begynne med var Davy også tilhenger av "muriumoksid", som i 1807 dekomponerte bordsalt med en elektrisk strøm til alkalimetallet natrium og gulgrønn gass. Imidlertid, tre år senere, etter mange resultatløse forsøk på å skaffe muria, kom Davy til den konklusjon at gassen oppdaget av Scheele var et enkelt stoff, et grunnstoff, og kalte det klorgass eller klor (fra gresk χλωροζ - gulgrønn) . Og tre år senere ga Gay-Lussac det nye grunnstoffet et kortere navn - klor. Riktignok i 1811 foreslo den tyske kjemikeren Schweiger et annet navn for klor - "halogen" (bokstavelig talt oversatt som salt), men dette navnet fanget ikke opp med det første, og ble senere vanlig for en hel gruppe elementer, som inkluderer klor .
"Personlig kort" av klor
På spørsmålet, hva er klor, kan du gi minst et dusin svar. For det første er det halogen; for det andre et av de kraftigste oksidasjonsmidlene; for det tredje en ekstremt giftig gass; for det fjerde, det viktigste produktet i den viktigste kjemiske industrien; for det femte, råvarer for produksjon av plast og plantevernmidler, gummi og kunstfiber, fargestoffer og medisiner; for det sjette, stoffet som titan og silisium, glyserin og fluorplast oppnås med; for det syvende, et middel for å rense drikkevann og bleke stoffer ...
Denne listen kan fortsettes.
Under normale forhold er elementært klor en ganske tung gulgrønn gass med en sterk, karakteristisk lukt. Atomvekten til klor er 35.453, og molekylvekten er 70.906, fordi klormolekylet er diatomisk. En liter klorgass under normale forhold (temperatur 0 ° C og trykk 760 mm Hg) veier 3,214 g. Når det avkjøles til en temperatur på –34,05 ° C, kondenserer klor til en gul væske (densitet 1,56 g / cm 3), og Den herder ved en temperatur på – 101,6°C. Ved forhøyet trykk kan klor bli flytende og ved høyere temperaturer opp til +144°C. Klor er svært løselig i dikloretan og noen andre klorerte organiske løsningsmidler.
Element nummer 17 er veldig aktivt - det kombineres direkte med nesten alle elementene i det periodiske systemet. Derfor finnes det i naturen bare i form av forbindelser. De vanligste mineralene som inneholder klor er halitt NaCl, sylvinitt KCl NaCl, bischofitt MgCl 2 6H 2 O, karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitt KCl MgSO 4 3H 2 O. Dette er først og fremst deres "feil" " (eller "fortjeneste" ) at klorinnholdet i jordskorpen er 0,20 vekt%. Noen relativt sjeldne klorholdige mineraler, for eksempel hornsølv AgCl, er svært viktige for ikke-jernholdig metallurgi.
Når det gjelder elektrisk ledningsevne, rangerer flytende klor blant de sterkeste isolatorene: det leder strøm nesten en milliard ganger dårligere enn destillert vann, og 10 22 ganger dårligere enn sølv.
Lydhastigheten i klor er omtrent en og en halv gang mindre enn i luft.
Og til slutt, om klorosotoper.
Ni isotoper av dette elementet er nå kjent, men bare to finnes i naturen - klor-35 og klor-37. Den første er omtrent tre ganger større enn den andre.
De resterende syv isotoper oppnås kunstig. Den korteste av dem, 32 Cl, har en halveringstid på 0,306 sekunder, og den lengstlevende, 36 Cl, har en halveringstid på 310 tusen år.
Hvordan produseres klor?
Det første du legger merke til når du går inn i et kloranlegg er de mange kraftledningene. Klorproduksjon bruker mye strøm - det er nødvendig for å bryte ned naturlige klorforbindelser.
Naturligvis er det viktigste klorråstoffet steinsalt. Hvis et kloranlegg ligger nær en elv, leveres salt ikke med jernbane, men med lekter - det er mer økonomisk. Salt er et billig produkt, men mye av det forbrukes: for å få et tonn klor trenger du omtrent 1,7...1,8 tonn salt.
Salt kommer til lagrene. Her lagres tre til seks måneders råvareforsyninger - klorproduksjonen er som regel storskala.
Saltet knuses og oppløses i varmt vann. Denne saltlaken pumpes gjennom en rørledning til renseanlegget, hvor saltlaken i store tanker på høyde med en tre-etasjers bygning renses for urenheter av kalsium- og magnesiumsalter og klargjøres (tillates å sette seg). En ren konsentrert løsning av natriumklorid pumpes til hovedverkstedet for klorproduksjon - elektrolyseverkstedet.
I en vandig løsning omdannes bordsaltmolekyler til Na + og Cl – ioner. Cl-ionet skiller seg fra kloratomet bare ved at det har ett ekstra elektron. Dette betyr at for å få elementært klor, er det nødvendig å fjerne dette ekstra elektronet. Dette skjer i en elektrolysator på en positivt ladet elektrode (anode). Det er som om elektroner "suges" fra det: 2Cl – → Cl 2 + 2 ē . Anodene er laget av grafitt, fordi ethvert metall (unntatt platina og dets analoger), som tar bort overflødige elektroner fra klorioner, raskt korroderer og brytes ned.
Det finnes to typer teknologisk design for produksjon av klor: diafragma og kvikksølv. I det første tilfellet er katoden en perforert jernplate, og katode- og anoderommet i elektrolysatoren er atskilt med en asbestmembran. Ved jernkatoden slippes hydrogenioner ut og det dannes en vandig løsning av natriumhydroksid. Hvis kvikksølv brukes som katode, slippes natriumioner ut på den og det dannes et natriumamalgam, som deretter spaltes av vann. Hydrogen og kaustisk soda oppnås. I dette tilfellet er det ikke nødvendig med en skillemembran, og alkalien er mer konsentrert enn i diafragmaelektrolysatorer.
Så, produksjon av klor er samtidig produksjon av kaustisk soda og hydrogen.
Hydrogen fjernes gjennom metallrør, og klor gjennom glass eller keramiske rør. Nylaget klor er mettet med vanndamp og er derfor spesielt aggressivt. Deretter blir den først avkjølt med kaldt vann i høye tårn, foret med keramiske fliser på innsiden og fylt med keramisk pakning (de såkalte Raschig-ringene), og deretter tørket med konsentrert svovelsyre. Det er det eneste klor-tørkemidlet og en av få væsker som klor ikke reagerer med.
Tørrklor er ikke lenger så aggressivt, det ødelegger ikke for eksempel stålutstyr.
Klor transporteres vanligvis i flytende form i jernbanetanker eller sylindre under trykk opp til 10 atm.
I Russland ble klorproduksjon først organisert tilbake i 1880 ved Bondyuzhsky-anlegget. Klor ble da oppnådd i prinsippet på samme måte som Scheele fikk det i sin tid – ved å reagere saltsyre med pyrolusitt. Alt klor som ble produsert ble brukt til å produsere blekemiddel. I 1900, ved Donsoda-anlegget, for første gang i Russland, ble en elektrolytisk klorproduksjonsbutikk satt i drift. Kapasiteten til dette verkstedet var bare 6 tusen tonn per år. I 1917 produserte alle klorfabrikker i Russland 12 tusen tonn klor. Og i 1965 produserte USSR rundt 1 million tonn klor...
En av mange
All mangfoldet av praktiske anvendelser av klor kan uttrykkes uten mye strekk i en setning: klor er nødvendig for produksjon av klorprodukter, dvs. stoffer som inneholder "bundet" klor. Men når du snakker om de samme klorproduktene, kan du ikke slippe unna med en setning. De er svært forskjellige - både i egenskaper og i formål.
Den begrensede plassen til artikkelen vår tillater oss ikke å snakke om alle klorforbindelser, men uten å snakke om i det minste noen stoffer som krever at klor produseres, ville vårt "portrett" av element nr. 17 vært ufullstendig og lite overbevisende.
Ta for eksempel klororganiske insektmidler - stoffer som dreper skadelige insekter, men som er trygge for planter. En betydelig del av kloret som produseres forbrukes for å skaffe plantevernmidler.
Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte kalt heksakloran). Dette stoffet ble først syntetisert tilbake i 1825 av Faraday, men det fant praktisk anvendelse bare mer enn 100 år senere - på 30-tallet av vårt århundre.
Heksakloran produseres nå ved å klorere benzen. Som hydrogen reagerer benzen veldig sakte med klor i mørket (og i fravær av katalysatorer), men i sterkt lys går kloreringsreaksjonen til benzen (C 6 H 6 + 3 Cl 2 → C 6 H 6 Cl 6) ganske raskt .
Heksakloran, som mange andre insektmidler, brukes i form av støv med fyllstoffer (talkum, kaolin), eller i form av suspensjoner og emulsjoner, eller til slutt i form av aerosoler. Heksakloran er spesielt effektivt til behandling av frø og til å kontrollere skadedyr av grønnsaks- og fruktavlinger. Forbruket av heksakloran er bare 1...3 kg per hektar, den økonomiske effekten av bruken er 10...15 ganger større enn kostnadene. Dessverre er ikke heksakloran ufarlig for mennesker...
Polyvinylklorid
Hvis du ber et skolebarn om å liste opp plasten han kjenner til, vil han være en av de første til å navngi polyvinylklorid (ellers kjent som vinylplast). Fra et kjemikers synspunkt er PVC (som polyvinylklorid ofte refereres til i litteraturen) en polymer i molekylet som hydrogen- og kloratomer er "strengt" på en kjede av karbonatomer:
Det kan være flere tusen ledd i denne kjeden.
Og fra et forbrukersynspunkt er PVC isolasjon for ledninger og regnfrakker, linoleums- og grammofonplater, beskyttende lakk og emballasjematerialer, kjemisk utstyr og skumplast, leker og instrumentdeler.
Polyvinylklorid dannes ved polymerisering av vinylklorid, som oftest oppnås ved å behandle acetylen med hydrogenklorid: HC ≡ CH + HCl → CH 2 = CHCl. Det er en annen måte å produsere vinylklorid på - termisk cracking av dikloretan.
CH 2 Cl – CH 2 Cl → CH 2 = CHCl + HCl. Kombinasjonen av disse to metodene er av interesse når HCl, frigjort under cracking av dikloretan, brukes i produksjon av vinylklorid ved bruk av acetylenmetoden.
Vinylklorid er en fargeløs gass med en behagelig, noe berusende eterisk lukt; den polymeriserer lett. For å oppnå polymeren pumpes flytende vinylklorid under trykk inn i varmt vann, hvor det knuses til små dråper. For å forhindre at de smelter sammen, tilsettes litt gelatin eller polyvinylalkohol til vannet, og for at polymerisasjonsreaksjonen skal begynne å utvikle seg, tilsettes også en polymerisasjonsinitiator, benzoylperoksid. Etter noen timer stivner dråpene og det dannes en suspensjon av polymeren i vann. Polymerpulveret separeres ved hjelp av et filter eller sentrifuge.
Polymerisering skjer vanligvis ved temperaturer fra 40 til 60 °C, og jo lavere polymerisasjonstemperaturen er, desto lengre blir de resulterende polymermolekylene...
Vi snakket kun om to stoffer som krever grunnstoff nr. 17 for å få. Bare to av mange hundre. Det er mange lignende eksempler som kan gis. Og de sier alle at klor ikke bare er en giftig og farlig gass, men et veldig viktig, veldig nyttig element.
Elementær beregning
Ved fremstilling av klor ved elektrolyse av en løsning av bordsalt oppnås samtidig hydrogen og natriumhydroksid: 2NACl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH. Selvfølgelig er hydrogen et veldig viktig kjemisk produkt, men det finnes billigere og mer praktiske måter å produsere dette stoffet på, for eksempel konvertering av naturgass... Men kaustisk soda produseres nesten utelukkende ved elektrolyse av løsninger av bordsalt - annet metoder utgjør mindre enn 10 %. Siden produksjonen av klor og NaOH er fullstendig relatert (som følger av reaksjonsligningen, er produksjonen av ett gram molekyl - 71 g klor - alltid ledsaget av produksjon av to gram molekyler - 80 g elektrolytisk alkali), vel vitende om produktiviteten til verkstedet (eller anlegget, eller staten) for alkali, kan du enkelt beregne hvor mye klor det produserer. Hvert tonn NaOH er "akkompagnert" av 890 kg klor.
Vel, glidemiddel!
Konsentrert svovelsyre er praktisk talt den eneste væsken som ikke reagerer med klor. Derfor, for å komprimere og pumpe klor, bruker fabrikker pumper der svovelsyre fungerer som arbeidsvæske og samtidig som smøremiddel.
Pseudonym til Friedrich Wöhler
Undersøker samspillet mellom organiske stoffer og klor, en fransk kjemiker på 1800-tallet. Jean Dumas gjorde en fantastisk oppdagelse: klor er i stand til å erstatte hydrogen i molekylene til organiske forbindelser. For eksempel, når eddiksyre kloreres, erstattes først ett hydrogen av metylgruppen med klor, så et annet, et tredje... Men det mest slående var at de kjemiske egenskapene til kloreddiksyrer skilte seg lite fra eddiksyren i seg selv. Klassen av reaksjoner oppdaget av Dumas var helt uforklarlig av den elektrokjemiske hypotesen og Berzelius-teorien om radikaler som var dominerende på den tiden (med den franske kjemikeren Laurents ord, var oppdagelsen av kloreddiksyre som en meteor som ødela hele den gamle skole). Berzelius og hans studenter og tilhengere bestred kraftig riktigheten av Dumas sitt arbeid. Et hånende brev fra den berømte tyske kjemikeren Friedrich Wöhler under pseudonymet S.S.N. dukket opp i det tyske magasinet Annalen der Chemie und Pharmacie. Windier (på tysk betyr "Schwindler" "løgner", "bedrager"). Den rapporterte at forfatteren klarte å erstatte alle karbonatomer i fiber (C 6 H 10 O 5). hydrogen og oksygen til klor, og egenskapene til fiberen endret seg ikke. Og nå i London lager de varme mageputer av bomull bestående... av rent klor.
Klor og vann
Klor er merkbart løselig i vann. Ved 20°C løses 2,3 volumer klor i ett volum vann. Vandige løsninger av klor (klorvann) er gule. Men over tid, spesielt når de lagres i lys, misfarges de gradvis. Dette forklares med at oppløst klor delvis interagerer med vann, saltsyre og hypoklorsyre dannes: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Sistnevnte er ustabil og spaltes gradvis til HCl og oksygen. Derfor blir en løsning av klor i vann gradvis til en løsning av saltsyre.
Men ved lave temperaturer danner klor og vann et krystallhydrat med uvanlig sammensetning - Cl 2 5 3 / 4 H 2 O. Disse grønngule krystallene (bare stabile ved temperaturer under 10 ° C) kan oppnås ved å føre klor gjennom isvann . Den uvanlige formelen forklares av strukturen til det krystallinske hydratet, som først og fremst bestemmes av strukturen til is. I krystallgitteret til is kan H2O-molekyler ordnes på en slik måte at det oppstår tomrom med jevne mellomrom mellom dem. En kubikkenhetscelle inneholder 46 vannmolekyler, mellom dem er det åtte mikroskopiske hulrom. Det er i disse hulrommene at klormolekylene legger seg. Den nøyaktige formelen for klorkrystallinsk hydrat bør derfor skrives som følger: 8Cl 2 46H 2 O.
Klorforgiftning
Tilstedeværelsen av ca. 0,0001 % klor i luften irriterer slimhinnene. Konstant eksponering for en slik atmosfære kan føre til bronkial sykdom, svekker sterkt appetitten og gir en grønnaktig fargetone til huden. Hvis klorinnholdet i luften er 0,1°/o, kan det oppstå akutt forgiftning, hvor første tegn er alvorlige hosteanfall. Ved klorforgiftning er absolutt hvile nødvendig; Det er nyttig å inhalere oksygen, eller ammoniakk (sniffing av ammoniakk), eller alkoholdamp med eter. I henhold til eksisterende sanitærstandarder bør klorinnholdet i luften i industrilokaler ikke overstige 0,001 mg/l, dvs. 0,00003 %.
Ikke bare gift
"Alle vet at ulver er grådige." At klor er giftig også. Men i små doser kan giftig klor noen ganger tjene som en motgift. Dermed får ofre for hydrogensulfid ustabilt blekemiddel å lukte på. Ved å samhandle blir de to giftene gjensidig nøytralisert.
Kloranalyse
For å bestemme klorinnholdet føres en luftprøve gjennom absorbenter med en surgjort løsning av kaliumjodid. (Klor fortrenger jod, mengden av sistnevnte bestemmes enkelt ved titrering ved bruk av en løsning av Na 2 S 2 O 3). For å bestemme spormengder av klor i luften, brukes ofte en kolorimetrisk metode, basert på en skarp endring i fargen på visse forbindelser (benzidin, ortotoluidin, metyloransje) når de oksideres med klor. For eksempel blir en fargeløs surgjort løsning av benzidin gul, og en nøytral løsning blir blå. Fargeintensiteten er proporsjonal med mengden klor.
Vest i Flandern ligger en bitteliten by. Ikke desto mindre er navnet kjent over hele verden og vil lenge forbli i menneskehetens minne som et symbol på en av de største forbrytelsene mot menneskeheten. Denne byen Ypres. Crecy (i slaget ved Crecy i 1346 brukte engelske tropper skytevåpen for første gang i Europa.) Ypres Hiroshima milepæler på veien mot å gjøre krig til en gigantisk ødeleggelsesmaskin.
I begynnelsen av 1915 ble den såkalte Ypres-salienten dannet på den vestlige frontlinjen. Allierte anglo-franske styrker nordøst for Ypres penetrerte territoriet okkupert av den tyske hæren. Den tyske kommandoen bestemte seg for å sette i gang et motangrep og utjevne frontlinjen. Om morgenen den 22. april, med et jevnt påskeblåsing, begynte tyskerne uvanlige forberedelser til en offensiv - de gjennomførte det første gassangrepet i krigens historie. På Ypres-sektoren av fronten ble 6000 klorsylindere åpnet samtidig. I løpet av fem minutter dannet det seg en enorm, veiende 180 tonn, giftig gulgrønn sky, som sakte beveget seg mot fiendens skyttergraver.
Ingen forventet dette. De franske og britiske troppene forberedte seg på et angrep, for artilleribeskytning, soldatene gravde seg sikkert inn, men foran den destruktive klorskyen var de fullstendig ubevæpnet. Den dødelige gassen trengte inn i alle sprekker og inn i alle tilfluktsrom. Resultatene av det første kjemiske angrepet (og det første bruddet på Haag-konvensjonen fra 1907 om ikke-bruk av giftige stoffer!) var forbløffende: klor slo rundt 15 tusen mennesker, og rundt 5 tusen døde. Og alt dette for å jevne ut den 6 km lange frontlinjen! To måneder senere satte tyskerne i gang et klorangrep på østfronten. Og to år senere økte Ypres beryktet. Under en vanskelig kamp 12. juli 1917 ble et giftig stoff, senere kalt sennepsgass, brukt for første gang i området av denne byen. Sennepsgass er et klorderivat, diklordietylsulfid.
Vi husker disse episodene av historien knyttet til en liten by og ett kjemisk grunnstoff for å vise hvor farlig grunnstoff nr. 17 kan være i hendene på militante galninger. Dette er det mørkeste kapittelet i klorhistorien.
Men det blir helt feil å se klor kun som et giftig stoff og et råstoff for produksjon av andre giftige stoffer...
Historie om klor
Historien om elementært klor er relativt kort, og går tilbake til 1774. Historien om klorforbindelser er like gammel som verden. Det er nok å huske at natriumklorid er bordsalt. Og tilsynelatende, selv i forhistorisk tid, ble saltets evne til å bevare kjøtt og fisk lagt merke til.
De eldste arkeologiske funnene bevis på menneskelig bruk av salt dateres tilbake til omtrent 3...4 årtusen f.Kr. Og den eldste beskrivelsen av utvinning av steinsalt finnes i skriftene til den greske historikeren Herodot (5. århundre f.Kr.). Herodot beskriver utvinningen av steinsalt i Libya. I oasen Sinach i sentrum av den libyske ørkenen var det det berømte tempelet til guden Ammon-Ra. Det er derfor Libya ble kalt "Ammoniakk", og det første navnet på steinsalt var "sal ammoniacum". Senere, fra rundt 1200-tallet. AD, dette navnet ble tildelt ammoniumklorid.
Plinius den eldstes naturhistorie beskriver en metode for å skille gull fra uedle metaller ved kalsinering med salt og leire. Og en av de første beskrivelsene av rensing av natriumklorid finnes i verkene til den store arabiske legen og alkymisten Jabir ibn Hayyan (i europeisk skrivemåte Geber).
Det er svært sannsynlig at alkymister også møtte elementært klor, siden i landene i øst allerede på 900-tallet og i Europa på 1200-tallet. "Aqua regia" var kjent - en blanding av saltsyre og salpetersyre. I boken til nederlenderen Van Helmont, Hortus Medicinae, utgitt i 1668, heter det at når ammoniumklorid og salpetersyre varmes sammen, får man en viss gass. Etter beskrivelsen å dømme er denne gassen veldig lik klor.
Klor ble først beskrevet i detalj av den svenske kjemikeren Scheele i hans avhandling om pyrolusitt. Mens han varmet opp mineralet pyrolusitt med saltsyre, la Scheele merke til en lukt som var karakteristisk for aqua regia, samlet og undersøkte den gulgrønne gassen som ga opphav til denne lukten, og studerte dens interaksjon med visse stoffer. Scheele var den første som oppdaget virkningen av klor på gull og kanel (i sistnevnte tilfelle dannes sublimat) og klorets blekeegenskaper.
Scheele betraktet ikke den nylig oppdagede gassen for å være et enkelt stoff og kalte det "dephlogisticated saltsyre." På moderne språk trodde Scheele, og etter ham andre forskere på den tiden, at den nye gassen var oksidet av saltsyre.
Noe senere foreslo Bertholet og Lavoisier å betrakte denne gassen som et oksid av et visst nytt grunnstoff "murium". I tre og et halvt tiår forsøkte kjemikere uten hell å isolere den ukjente muriaen.
Til å begynne med var Davy også tilhenger av "muriumoksid", som i 1807 dekomponerte bordsalt med en elektrisk strøm til alkalimetallet natrium og gulgrønn gass. Imidlertid, tre år senere, etter mange resultatløse forsøk på å skaffe muria, kom Davy til den konklusjon at gassen oppdaget av Scheele var et enkelt stoff, et grunnstoff, og kalte det klorgass eller klor (fra det greske χλωροζ gulgrønn). Og tre år senere ga Gay-Lussac det nye grunnstoffet et kortere navn - klor. Riktignok i 1811 foreslo den tyske kjemikeren Schweiger et annet navn for klor - "halogen" (bokstavelig talt oversatt som salt), men dette navnet fanget ikke opp med det første, og ble senere vanlig for en hel gruppe elementer, som inkluderer klor .
"Personlig kort" av klor
På spørsmålet, hva er klor, kan du gi minst et dusin svar. For det første er det halogen; for det andre et av de kraftigste oksidasjonsmidlene; for det tredje en ekstremt giftig gass; for det fjerde, det viktigste produktet i den viktigste kjemiske industrien; for det femte, råvarer for produksjon av plast og plantevernmidler, gummi og kunstfiber, fargestoffer og medisiner; for det sjette, stoffet som titan og silisium, glyserin og fluorplast oppnås med; for det syvende, et middel for å rense drikkevann og bleke stoffer ...
Denne listen kan fortsettes.
Under normale forhold er elementært klor en ganske tung gulgrønn gass med en sterk, karakteristisk lukt. Atomvekten til klor er 35.453, og molekylvekten er 70.906, fordi klormolekylet er diatomisk. En liter klorgass under normale forhold (temperatur 0 ° C og trykk 760 mm Hg) veier 3,214 g. Ved avkjøling til en temperatur på 34,05 ° C kondenserer klor til en gul væske (densitet 1,56 g / cm 3), og kl. en temperatur på 101,6°C stivner den. Ved forhøyet trykk kan klor bli flytende og ved høyere temperaturer opp til +144°C. Klor er svært løselig i dikloretan og noen andre klorerte organiske løsningsmidler.
Grunnstoff nr. 17 er veldig aktivt, det kombineres direkte med nesten alle elementene i det periodiske systemet. Derfor finnes det i naturen bare i form av forbindelser. De vanligste mineralene som inneholder klor er halitt NaCl, sylvinitt KCl NaCl, bischofitt MgCl 2 6H 2 O, karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitt KCl MgSO 4 3H 2 O. Dette er først og fremst deres "feil" " (eller "fortjeneste" ) at klorinnholdet i jordskorpen er 0,20 vekt%. Noen relativt sjeldne klorholdige mineraler, for eksempel hornsølv AgCl, er svært viktige for ikke-jernholdig metallurgi.
Når det gjelder elektrisk ledningsevne, rangerer flytende klor blant de sterkeste isolatorene: det leder strøm nesten en milliard ganger dårligere enn destillert vann, og 10 22 ganger dårligere enn sølv.
Lydhastigheten i klor er omtrent en og en halv gang mindre enn i luft.
Og til slutt, om klorosotoper.
Ni isotoper av dette grunnstoffet er nå kjent, men bare to finnes i naturen: klor-35 og klor-37. Den første er omtrent tre ganger større enn den andre.
De resterende syv isotoper oppnås kunstig. Den korteste av dem, 32 Cl, har en halveringstid på 0,306 sekunder, og den lengstlevende 36 Cl 310 tusen år.
Hvordan produseres klor?
Det første du legger merke til når du går inn i et kloranlegg er de mange kraftledningene. Klorproduksjon bruker mye strøm, det er nødvendig for å bryte ned naturlige klorforbindelser.
Naturligvis er det viktigste klorråstoffet steinsalt. Hvis et kloranlegg ligger nær en elv, leveres salt ikke med jernbane, men med lekter - det er mer økonomisk. Salt er et billig produkt, men mye av det forbrukes: for å få et tonn klor trenger du omtrent 1,7...1,8 tonn salt.
Salt kommer til lagrene. Her lagres tre seks måneders forsyninger av råstoff klorproduksjon, vanligvis storskala.
Saltet knuses og oppløses i varmt vann. Denne saltlaken pumpes gjennom en rørledning til renseanlegget, hvor saltlaken i store tanker på høyde med en tre-etasjers bygning renses for urenheter av kalsium- og magnesiumsalter og klargjøres (tillates å sette seg). En ren konsentrert løsning av natriumklorid pumpes til hovedverkstedet for klorproduksjon til elektrolyseverkstedet.
I en vandig løsning omdannes bordsaltmolekyler til Na+- og Cl-ioner. Cl-ionet skiller seg fra kloratomet bare ved at det har ett ekstra elektron. Dette betyr at for å få elementært klor, er det nødvendig å fjerne dette ekstra elektronet. Dette skjer i en elektrolysator på en positivt ladet elektrode (anode). Det er som om elektroner "suges" fra det: 2Cl → Cl 2 + 2ē. Anodene er laget av grafitt, fordi ethvert metall (unntatt platina og dets analoger), som tar bort overflødige elektroner fra klorioner, raskt korroderer og brytes ned.
Det finnes to typer teknologisk design for produksjon av klor: diafragma og kvikksølv. I det første tilfellet er katoden en perforert jernplate, og katode- og anoderommet i elektrolysatoren er atskilt med en asbestmembran. Ved jernkatoden slippes hydrogenioner ut og det dannes en vandig løsning av natriumhydroksid. Hvis kvikksølv brukes som katode, slippes natriumioner ut på den og det dannes et natriumamalgam, som deretter spaltes av vann. Hydrogen og kaustisk soda oppnås. I dette tilfellet er det ikke nødvendig med en skillemembran, og alkalien er mer konsentrert enn i diafragmaelektrolysatorer.
Så, produksjon av klor er samtidig produksjon av kaustisk soda og hydrogen.
Hydrogen fjernes gjennom metallrør, og klor gjennom glass eller keramiske rør. Nylaget klor er mettet med vanndamp og er derfor spesielt aggressivt. Deretter blir den først avkjølt med kaldt vann i høye tårn, foret med keramiske fliser på innsiden og fylt med keramisk pakning (de såkalte Raschig-ringene), og deretter tørket med konsentrert svovelsyre. Det er det eneste klor-tørkemidlet og en av få væsker som klor ikke reagerer med.
Tørrklor er ikke lenger så aggressivt, det ødelegger ikke for eksempel stålutstyr.
Klor transporteres vanligvis i flytende form i jernbanetanker eller sylindre under trykk opp til 10 atm.
I Russland ble klorproduksjon først organisert tilbake i 1880 ved Bondyuzhsky-anlegget. Klor ble da oppnådd i prinsippet på samme måte som Scheele hadde fått det i sin tid ved å omsette saltsyre med pyrolusitt. Alt klor som ble produsert ble brukt til å produsere blekemiddel. I 1900, ved Donsoda-anlegget, for første gang i Russland, ble en elektrolytisk klorproduksjonsbutikk satt i drift. Kapasiteten til dette verkstedet var bare 6 tusen tonn per år. I 1917 produserte alle klorfabrikker i Russland 12 tusen tonn klor. Og i 1965 produserte USSR rundt 1 million tonn klor...
En av mange
All mangfoldet av praktiske anvendelser av klor kan uttrykkes uten mye strekk i en setning: klor er nødvendig for produksjon av klorprodukter, dvs. stoffer som inneholder "bundet" klor. Men når du snakker om de samme klorproduktene, kan du ikke slippe unna med en setning. De er svært forskjellige både i egenskaper og formål.
Den begrensede plassen til artikkelen vår tillater oss ikke å snakke om alle klorforbindelser, men uten å snakke om i det minste noen stoffer som krever at klor produseres, ville vårt "portrett" av element nr. 17 vært ufullstendig og lite overbevisende.
Ta for eksempel klororganiske insektmidler - stoffer som dreper skadelige insekter, men som er trygge for planter. En betydelig del av kloret som produseres forbrukes for å skaffe plantevernmidler.
Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte kalt heksakloran). Dette stoffet ble først syntetisert tilbake i 1825 av Faraday, men det fant praktisk anvendelse bare mer enn 100 år senere på 30-tallet av vårt århundre.
Heksakloran produseres nå ved å klorere benzen. Som hydrogen reagerer benzen veldig sakte med klor i mørket (og i fravær av katalysatorer), men i sterkt lys går kloreringsreaksjonen til benzen (C 6 H 6 + 3 Cl 2 → C 6 H 6 Cl 6) ganske raskt .
Heksakloran, som mange andre insektmidler, brukes i form av støv med fyllstoffer (talkum, kaolin), eller i form av suspensjoner og emulsjoner, eller til slutt i form av aerosoler. Heksakloran er spesielt effektivt til behandling av frø og til å kontrollere skadedyr av grønnsaks- og fruktavlinger. Forbruket av heksakloran er bare 1...3 kg per hektar, den økonomiske effekten av bruken er 10...15 ganger større enn kostnadene. Dessverre er ikke heksakloran ufarlig for mennesker...
Polyvinylklorid
Hvis du ber et skolebarn om å liste opp plasten han kjenner til, vil han være en av de første til å navngi polyvinylklorid (ellers kjent som vinylplast). Fra en kjemikers synspunkt er PVC (som polyvinylklorid ofte refereres til i litteraturen) en polymer i molekylet som hydrogen- og kloratomer er "strengt" på en kjede av karbonatomer:
Det kan være flere tusen ledd i denne kjeden.
Og fra et forbrukersynspunkt er PVC isolasjon for ledninger og regnfrakker, linoleums- og grammofonplater, beskyttende lakk og emballasjematerialer, kjemisk utstyr og skumplast, leker og instrumentdeler.
Polyvinylklorid dannes ved polymerisering av vinylklorid, som oftest oppnås ved å behandle acetylen med hydrogenklorid: HC ≡ CH + HCl → CH 2 = CHCl. Det er en annen måte å produsere vinylklorid på - termisk cracking av dikloretan.
CH 2 Cl CH 2 Cl → CH 2 = CHCl + HCl. Kombinasjonen av disse to metodene er av interesse når HCl, frigjort under cracking av dikloretan, brukes i produksjon av vinylklorid ved bruk av acetylenmetoden.
Vinylklorid er en fargeløs gass med en behagelig, noe berusende eterisk lukt; den polymeriserer lett. For å oppnå polymeren pumpes flytende vinylklorid under trykk inn i varmt vann, hvor det knuses til små dråper. For å forhindre at de smelter sammen, tilsettes litt gelatin eller polyvinylalkohol til vannet, og for at polymerisasjonsreaksjonen skal begynne å utvikle seg, tilsettes en polymerisasjonsinitiator - benzoylperoksid. Etter noen timer stivner dråpene og det dannes en suspensjon av polymeren i vann. Polymerpulveret separeres ved hjelp av et filter eller sentrifuge.
Polymerisering skjer vanligvis ved temperaturer fra 40 til 60 °C, og jo lavere polymerisasjonstemperaturen er, desto lengre blir de resulterende polymermolekylene...
Vi snakket kun om to stoffer som krever grunnstoff nr. 17 for å få. Bare to av mange hundre. Det er mange lignende eksempler som kan gis. Og de sier alle at klor ikke bare er en giftig og farlig gass, men et veldig viktig, veldig nyttig element.
Elementær beregning
Ved fremstilling av klor ved elektrolyse av en løsning av bordsalt oppnås samtidig hydrogen og natriumhydroksid: 2NACl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH. Selvfølgelig er hydrogen et veldig viktig kjemisk produkt, men det finnes billigere og mer praktiske måter å produsere dette stoffet på, for eksempel omdannelse av naturgass... Men kaustisk soda produseres nesten utelukkende ved elektrolyse av løsninger av bordsalt; metoder utgjør mindre enn 10 %. Siden produksjonen av klor og NaOH er fullstendig sammenhengende (som følger av reaksjonsligningen, er produksjonen av ett gram molekyl 71 g klor alltid ledsaget av produksjon av to gram molekyler 80 g elektrolytisk alkali), vel vitende om produktiviteten til verksted (eller anlegg, eller stat) for alkali, kan du enkelt beregne hvor mye klor det produserer. Hvert tonn NaOH er "akkompagnert" av 890 kg klor.
Vel, glidemiddel!
Konsentrert svovelsyre er praktisk talt den eneste væsken som ikke reagerer med klor. Derfor, for å komprimere og pumpe klor, bruker fabrikker pumper der svovelsyre fungerer som arbeidsvæske og samtidig som smøremiddel.
Pseudonym til Friedrich Wöhler
Undersøker samspillet mellom organiske stoffer og klor, en fransk kjemiker på 1800-tallet. Jean Dumas gjorde en fantastisk oppdagelse: klor er i stand til å erstatte hydrogen i molekylene til organiske forbindelser. For eksempel, når eddiksyre kloreres, erstattes først ett hydrogen av metylgruppen med klor, så et annet, et tredje... Men det mest slående var at de kjemiske egenskapene til kloreddiksyrer skilte seg lite fra eddiksyren i seg selv. Klassen av reaksjoner oppdaget av Dumas var helt uforklarlig av den elektrokjemiske hypotesen og Berzelius-teorien om radikaler som var dominerende på den tiden (med den franske kjemikeren Laurents ord, var oppdagelsen av kloreddiksyre som en meteor som ødela hele den gamle skole). Berzelius og hans studenter og tilhengere bestred kraftig riktigheten av Dumas sitt arbeid. Et hånende brev fra den berømte tyske kjemikeren Friedrich Wöhler under pseudonymet S.S.N. dukket opp i det tyske magasinet Annalen der Chemie und Pharmacie. Windier (på tysk betyr "Schwindler" "løgner", "bedrager"). Den rapporterte at forfatteren klarte å erstatte alle karbonatomer i fiber (C 6 H 10 O 5). hydrogen og oksygen til klor, og egenskapene til fiberen endret seg ikke. Og nå i London lager de varme mageputer av bomull bestående... av rent klor.
Klor og vann
Klor er merkbart løselig i vann. Ved 20°C løses 2,3 volumer klor i ett volum vann. Vandige løsninger av klor (klorvann) gul. Men over tid, spesielt når de lagres i lys, misfarges de gradvis. Dette forklares med at oppløst klor delvis interagerer med vann, saltsyre og hypoklorsyre dannes: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Sistnevnte er ustabil og spaltes gradvis til HCl og oksygen. Derfor blir en løsning av klor i vann gradvis til en løsning av saltsyre.
Men ved lave temperaturer danner klor og vann et krystallinsk hydrat med den uvanlige sammensetningen Cl 2 · 5 3 / 4 H 2 O. Disse grønn-gule krystallene (bare stabile ved temperaturer under 10 ° C) kan oppnås ved å føre klor gjennom is vann. Den uvanlige formelen forklares av strukturen til det krystallinske hydratet, som først og fremst bestemmes av strukturen til is. I krystallgitteret til is kan H2O-molekyler ordnes på en slik måte at det oppstår tomrom med jevne mellomrom mellom dem. En kubikkenhetscelle inneholder 46 vannmolekyler, mellom dem er det åtte mikroskopiske hulrom. Det er i disse hulrommene at klormolekylene legger seg. Den nøyaktige formelen for klorkrystallinsk hydrat bør derfor skrives som følger: 8Cl 2 46H 2 O.
Klorforgiftning
Tilstedeværelsen av ca. 0,0001 % klor i luften irriterer slimhinnene. Konstant eksponering for en slik atmosfære kan føre til bronkial sykdom, svekker sterkt appetitten og gir en grønnaktig fargetone til huden. Hvis klorinnholdet i luften er 0,1°/o, kan det oppstå akutt forgiftning, hvor første tegn er alvorlige hosteanfall. Ved klorforgiftning er absolutt hvile nødvendig; Det er nyttig å inhalere oksygen, eller ammoniakk (sniffing av ammoniakk), eller alkoholdamp med eter. I henhold til eksisterende sanitærstandarder bør klorinnholdet i luften i industrilokaler ikke overstige 0,001 mg/l, dvs. 0,00003 %.
Ikke bare gift
"Alle vet at ulver er grådige." At klor er giftig også. Men i små doser kan giftig klor noen ganger tjene som en motgift. Dermed får ofre for hydrogensulfid ustabilt blekemiddel å lukte på. Ved å samhandle blir de to giftene gjensidig nøytralisert.
Kloranalyse
For å bestemme klorinnholdet føres en luftprøve gjennom absorbenter med en surgjort løsning av kaliumjodid. (Klor fortrenger jod, mengden av sistnevnte bestemmes enkelt ved titrering ved bruk av en løsning av Na 2 S 2 O 3). For å bestemme spormengder av klor i luften, brukes ofte en kolorimetrisk metode, basert på en skarp endring i fargen på visse forbindelser (benzidin, ortotoluidin, metyloransje) når de oksideres med klor. For eksempel blir en fargeløs surgjort løsning av benzidin gul, og en nøytral løsning blir blå. Fargeintensiteten er proporsjonal med mengden klor.
_____________________________________For tiden anses "gullstandarden" for anoder for klorproduksjon å være anoder laget av titandioksid modifisert med oksider av platinametaller, først og fremst rutheniumdioksid RuO 2 . Ruthenium-titanium oxide anodes (ORTA) er kjent i engelsk litteratur under navnene MMO (mixed metal oxide) eller DSA (dimensjonalt stabil anode). En film av dopet titandioksid produseres direkte på overflaten av en titanmetallbase. Til tross for de høye kostnadene, har ORTA ubestridelige fordeler fremfor grafittanoder:
Flere ganger høyere tillatt strømtetthet gjør det mulig å redusere størrelsen på utstyret;
- det er praktisk talt ingen anodekorrosjonsprodukter, noe som i stor grad forenkler rengjøringen av elektrolytten;
- anoder har utmerket korrosjonsbestandighet og kan fungere under industrielle forhold i mer enn ett år uten utskifting (reparasjon).
For fremstilling av anoder for klorproduksjon, prospekter og andre materialer. Dette er imidlertid tema for en egen (og stor) publikasjon (- red.anm.).
På grunn av toksisiteten og høye kostnadene ved kvikksølv, utvikles en tredje versjon av elektrolysatorer aktivt - membranelektrolysatorer, som for tiden er den viktigste i utviklede land. I denne utførelsesformen er katode- og anoderommene atskilt av en ionebyttermembran, permeabel for natriumioner, men ikke permeabel for anioner. I dette tilfellet, som i kvikksølvprosessen, elimineres forurensning av den alkaliske katolytten med klorid.
Materialet for fremstilling av membraner for klorproduksjon er Nafion, en ionomer basert på polytetrafluoretylen med podede perfluorvinylsulfonsyre-etergrupper. Dette materialet, utviklet på 60-tallet av forrige århundre av DuPont, er preget av utmerket kjemisk, termisk og mekanisk motstand og tilfredsstillende ledningsevne. Den dag i dag forblir det det valgte materialet når man bygger mange elektrokjemiske installasjoner (- red.anm.).
DEFINISJON
Klor– kjemisk grunnstoff i gruppe VII i periode 3 i det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev. Ikke-metall.
Refererer til elementer i p-familien. Halogen. Serienummeret er 17. Strukturen til det eksterne elektroniske nivået er 3s 2 3 p 5. Relativ atommasse - 35,5 amu. Klormolekylet er diatomisk – Cl 2 .
Kjemiske egenskaper til klor
Klor reagerer med enkle metaller:
Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (t);
Cl2 + 2Fe = 2FeCl3;
Cl2 + 2Na = 2NaCl.
Klor interagerer med enkle stoffer, ikke-metaller. Således, når de interagerer med fosfor og svovel, dannes de tilsvarende kloridene, med fluor - fluorider, med hydrogen - hydrogenklorid, med oksygen - oksider, etc.:
5Cl2 + 2P = 2HCl5;
Cl2 + 2S = SCl2;
Cl2 + H2 = 2HCl;
Cl2 + F2 = 2ClF.
Klor er i stand til å fortrenge brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl;
Cl 2 + 2 NaI = I 2 + 2 NaCl.
Klor er i stand til å løse seg opp i vann og alkalier, og klor-diproporsjonsreaksjoner oppstår, og sammensetningen av reaksjonsproduktene avhenger av forholdene det utføres under:
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H20;
3 Cl 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O.
Klor reagerer med et ikke-saltdannende oksid - CO for å danne et stoff med et trivielt navn - fosgen, med ammoniakk for å danne ammoniumtriklorid:
Cl2 + CO = COCl2;
3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3 NH 4 Cl.
I reaksjoner viser klor egenskapene til et oksidasjonsmiddel:
Cl2 + H2S = 2HCl + S.
Klor reagerer med organiske stoffer i klassen alkaner, alkener og arener:
CH3-CH3 + Cl2 = CH3-CH2-Cl + HCl (tilstand - UV-stråling);
CH2 = CH2 + Cl2 = CH2(Cl)-CH2-Cl;
C6H6 + Cl2 = C6H5-Cl + HCl (kat = FeCl3, AlCl3);
C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (tilstand – UV-stråling).
Fysiske egenskaper til klor
Klor er en gulgrønn gass. Termisk stabil. Når avkjølt vann er mettet med klor, dannes fast clarat. Det løser seg godt i vann og er svært utsatt for dismutering ("klorvann"). Løser opp i karbontetraklorid, flytende SiCl 4 og TiCl 4. Dårlig løselig i mettet natriumkloridløsning. Reagerer ikke med oksygen. Sterkt oksidasjonsmiddel. Kokepunkt - -34,1C, smeltepunkt - -101,03C.
Får klor
Tidligere ble klor oppnådd ved Scheele-metoden (reaksjonen av mangan (VI) oksid med saltsyre) eller ved Deacon-metoden (reaksjonen av hydrogenklorid med oksygen):
Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20;
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2.
I dag brukes følgende reaksjoner for å produsere klor:
NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2 + H20;
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 +5 Cl2 +8H20;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (tilstand – elektrolyse).
Bruk av klor
Klor har funnet bred anvendelse i ulike industrifelt, ettersom det brukes i produksjon av polymere materialer (polyvinylklorid), blekemidler, organoklorinsekticider (heksakloran), kjemiske krigføringsmidler (fosgen), for vanndesinfeksjon, i næringsmiddelindustrien, innen metallurgi etc.
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
EKSEMPEL 2
| Trening | Hvilket volum, masse og mengde klorstoff vil frigjøres (n.s.) når 17,4 g mangan(IV)oksid reagerer med saltsyre tatt i overkant? |
| Løsning | La oss skrive reaksjonsligningen for interaksjonen mellom mangan (IV) oksid med saltsyre: 4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O. Molare masser av mangan (IV) oksid og klor, beregnet ved hjelp av tabellen over kjemiske elementer av D.I. Mendeleev – henholdsvis 87 og 71 g/mol. La oss beregne mengden av mangan (IV) oksid: n(Mn02) = m(Mn02)/M(Mn02); n(Mn02) = 17,4 / 87 = 0,2 mol. I følge reaksjonsligningen n(MnO 2): n(Cl 2) = 1:1, derfor n(Cl 2) = n(MnO 2) = 0,2 mol. Da vil massen og volumet av klor være lik: m(Cl2) = 0,2 x 71 = 14,2 g; V(Cl 2) = n(Cl 2) × V m = 0,2 × 22,4 = 4,48 l. |
| Svar | Mengden klorstoff er 0,2 mol, vekten er 14,2 g, volumet er 4,48 l. |
Laster inn...
