Cl 2 na vol. T - žuto-zeleni gas oštrog zagušljivog mirisa, 2,5 puta teži od vazduha, slabo rastvorljiv u vodi (~ 6,5 g/l); X. R. u nepolarnim organskim rastvaračima. Nalazi se u slobodnom obliku samo u vulkanskim gasovima.

Metode dobijanja

Zasnovan na procesu oksidacije Cl - anjona

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Industrial

Elektroliza vodenih rastvora hlorida, češće NaCl:

2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Laboratorija

Oksidacija konc. HCI sa raznim oksidantima:

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

Hemijska svojstva

Klor je veoma jak oksidant. Oksidira metale, nemetale i složene supstance, pretvarajući se u vrlo stabilne Cl - anione:

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Reakcije sa metalima

Aktivni metali u atmosferi suhog plinovitog hlora se pale i sagorevaju; u ovom slučaju nastaju metalni hloridi.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Niskoaktivni metali se lakše oksidiraju vlažnim hlorom ili njegovim vodenim otopinama:

Cl 2 + Cu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Reakcije sa nemetalima

Hlor ne stupa u direktnu interakciju samo sa O 2, N 2, C. Reakcije sa drugim nemetalima odvijaju se pod različitim uslovima.

Nastaju nemetalni halogenidi. Najvažnija reakcija je interakcija sa vodonikom.

Cl 2 + H 2 = 2HC1

Cl 2 + 2S (rastop) = S 2 Cl 2

ZCl 2 + 2R = 2RCl 3 (ili RCl 5 - više od Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Premještanje slobodnih nemetala (Br 2, I 2, N 2, S) iz njihovih jedinjenja

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

3Cl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Disproporcija hlora u vodi i vodenim rastvorima alkalija

Kao rezultat samooksidacije-samoredukcije, neki atomi hlora se pretvaraju u Cl - anione, dok su drugi u pozitivnom oksidacionom stanju uključeni u ClO - ili ClO 3 - anione.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO hipohlorna kiselina

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

Ove reakcije imaju bitan jer dovode do proizvodnje jedinjenja kiseonika i hlora:

KClO 3 i Ca(ClO) 2 - hipohloriti; KClO 3 - kalijum hlorat (Bertholletova so).

Interakcija hlora sa organskim materijama

a) zamjena atoma vodika u molekulima OM

b) vezivanje molekula Cl 2 na mjestu rupture višestrukih veza ugljik-ugljik

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dihloretan

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-tetrahloretan

Hlorovodonik i hlorovodonična kiselina

Gas vodonik hlorida

Fizički i Hemijska svojstva

HCl - hlorovodonik. Na rev. T - bezbojno. plin oštrog mirisa, prilično se lako ukapljuje (t.t. -114°C, bp -85°C). Bezvodni HCl, kako u plinovitom tako iu tekućem stanju, je neelektrično provodljiv i kemijski inertan prema metalima, metalnim oksidima i hidroksidima, kao i mnogim drugim tvarima. To znači da u odsustvu vode hlorovodonik ne pokazuje kisela svojstva. Samo pri vrlo visokim temperaturama plinovita HCl reagira s metalima, čak i sa onima nisko aktivnim kao što su Cu i Ag.
Redukciona svojstva hloridnog anjona u HCl također se pojavljuju u maloj mjeri: on je oksidiran fluorom na vol. T, a takođe i pri visokoj T (600°C) u prisustvu katalizatora, reverzibilno reaguje sa kiseonikom:

2HCl + F 2 = Cl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Sl 2 + 2H 2 O

Plinoviti HCl se široko koristi u organskoj sintezi (reakcije hidrohloriranja).

Metode dobijanja

1. Sinteza iz jednostavnih supstanci:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Nastaje kao nusproizvod tokom hlorisanja ugljovodonika:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. U laboratoriji se dobiva djelovanjem konc. H 2 SO 4 za hloride:

H 2 SO 4 (konc.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (sa niskim zagrijavanjem)

H 2 SO 4 (konc.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (sa vrlo visokim zagrijavanjem)

Vodeni rastvor HCl - jaka kiselina (hlorovodonična ili hlorovodonična)

HCl je vrlo rastvorljiv u vodi: na vol. U 1 litri H 2 O otopljeno je ~ 450 litara plina (otapanje je praćeno oslobađanjem značajne količine topline). Zasićeni rastvor ima maseni udeo HCl od 36-37%. Ovo rješenje ima vrlo oštar, zagušljiv miris.

Molekuli HCl u vodi se gotovo potpuno raspadaju na ione, odnosno vodeni rastvor HCl je jaka kiselina.

Hemijska svojstva hlorovodonične kiseline

1. HCl otopljen u vodi otkriva sve opšta svojstva kiseline zbog prisustva H+ jona

HCl → H + + Cl -

interakcija:

a) sa metalima (do N):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

b) sa bazičnim i amfoternim oksidima:

2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O

6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O

c) sa bazama i amfoternim hidroksidima:

2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZH 2 O

d) sa solima slabijih kiselina:

2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl

e) sa amonijakom:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Reakcije sa jakim oksidantima F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl-anion se oksidira u slobodni halogen:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Za jednadžbe reakcije, pogledajte "Proizvodnja hlora". Posebno značenje ima ORR između klorovodične i dušične kiseline:

Reakcije sa organskim jedinjenjima

interakcija:

a) sa aminima (kao organske baze)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

b) sa aminokiselinama (kao amfoterna jedinjenja)

Klorni oksidi i oksokiseline

Kiseli oksidi

Kiseline

soli

Hemijska svojstva

1. Sve hlorne oksokiseline i njihove soli su jaki oksidanti.

2. Skoro sva jedinjenja se raspadaju kada se zagreju usled intramolekularne oksidacije-redukcije ili disproporcionisanja.

Prašak za izbjeljivanje

Klorno (izbjeljujuće) vapno je mješavina hipohlorita i kalcijum hlorida, ima izbjeljivanje i dezinfekciju. Ponekad se smatra primjerom miješane soli koja istovremeno sadrži anione dvije kiseline:

Javel water

Vodeni rastvor kalijum hlorida i hapohlorita KCl + KClO + H 2 O

Razmatraju se fizička svojstva hlora: gustina hlora, njegova toplotna provodljivost, specifična toplota i dinamički viskozitet pri različitim temperaturama. Fizička svojstva Cl 2 prikazana su u obliku tabela za tečno, čvrsto i gasovito stanje ovog halogena.

Osnovna fizička svojstva hlora

Hlor je uključen u VII grupu trećeg perioda periodnog sistema elemenata pod brojem 17. Pripada podgrupi halogena, ima relativnu atomsku i molekulsku masu od 35,453 odnosno 70,906. Na temperaturama iznad -30°C, hlor je zelenkasto-žuti gas sa karakterističnim jakim, iritirajućim mirisom. Lako se ukapljuje pod normalnim pritiskom (1,013 10 5 Pa), kada se ohladi na -34 °C, i formira prozirnu tečnost boje ćilibara koja se stvrdnjava na temperaturi od -101 °C.

Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, slobodni hlor se ne pojavljuje u prirodi, već postoji samo u obliku jedinjenja. Nalazi se uglavnom u mineralu halitu (), a također je dio minerala kao što su silvit (KCl), karnalit (KCl MgCl 2 6H 2 O) i silvinit (KCl NaCl). Sadržaj hlora u zemljinoj kori približava se 0,02% od ukupnog broja atoma zemljine kore, gde se nalazi u obliku dva izotopa 35 Cl i 37 Cl u procentualnom odnosu od 75,77% 35 Cl i 24,23% 37 Cl .

Gustina hlora

U normalnim uslovima, hlor je težak gas sa približno 2,5 puta većom gustinom. Gustina gasovitog i tečnog hlora u normalnim uslovima (na 0°C) jednaka je 3,214 i 1468 kg/m3, respektivno. Kada se tečni ili plinoviti klor zagrije, njegova gustoća se smanjuje zbog povećanja volumena zbog toplinskog širenja.

Gustina gasovitog hlora

U tabeli je prikazana gustina hlora u gasovitom stanju pri različitim temperaturama (u rasponu od -30 do 140°C) i normalnom atmosferskom pritisku (1,013·10 5 Pa). Gustoća hlora se mijenja s temperaturom - smanjuje se pri zagrijavanju. Na primjer, na 20°C gustina hlora je 2,985 kg/m3, a kada se temperatura ovog plina poveća na 100°C, vrijednost gustine se smanjuje na vrijednost od 2,328 kg/m 3.

Kako pritisak raste, gustina hlora se povećava. U donjoj tabeli prikazana je gustina gasovitog hlora u temperaturnom opsegu od -40 do 140°C i pritisak od 26,6·10 5 do 213·10 5 Pa. Sa povećanjem pritiska, proporcionalno se povećava gustina hlora u gasovitom stanju. Na primjer, povećanje pritiska hlora sa 53,2·10 5 na 106,4·10 5 Pa na temperaturi od 10°C dovodi do dvostrukog povećanja gustine ovog gasa.

Gustina tečnog hlora

Tečni hlor može postojati u relativno uskom temperaturnom rasponu, čije granice leže od minus 100,5 do plus 144 ° C (odnosno od tačke topljenja do kritične temperature). Iznad temperature od 144°C, hlor neće preći u tečno stanje ni pod kakvim pritiskom. Gustina tečnog hlora u ovom temperaturnom opsegu varira od 1717 do 573 kg/m3.

Specifični toplotni kapacitet hlora

Specifični toplotni kapacitet gasovitog hlora C p u kJ/(kg K) u temperaturnom opsegu od 0 do 1200°C i normalnom atmosferskom pritisku može se izračunati pomoću formule:

gdje je T apsolutna temperatura hlora u stepenima Kelvina.

Treba napomenuti da u normalnim uslovima specifični toplotni kapacitet hlora iznosi 471 J/(kg K) i raste kada se zagreva. Povećanje toplotnog kapaciteta na temperaturama iznad 500°C postaje neznatno, a pri visoke temperature Specifični toplinski kapacitet hlora ostaje gotovo nepromijenjen.

U tabeli su prikazani rezultati proračuna specifične toplote hlora po gornjoj formuli (greška proračuna je oko 1%).

Na temperaturama blizu apsolutne nule, hlor je u čvrstom stanju i ima mali specifični toplotni kapacitet (19 J/(kg K)). Kako temperatura čvrstog Cl 2 raste, njegov toplotni kapacitet raste i dostiže vrijednost od 720 J/(kg K) na minus 143°C.

Tečni hlor ima specifični toplotni kapacitet od 918...949 J/(kg K) u opsegu od 0 do -90 stepeni Celzijusa. Tabela pokazuje da je specifični toplinski kapacitet tekućeg klora veći od plinovitog klora i opada s povećanjem temperature.

Toplotna provodljivost hlora

U tabeli su prikazane vrijednosti koeficijenata toplinske provodljivosti plinovitog klora pri normalnom atmosferskom tlaku u temperaturnom rasponu od -70 do 400°C.

Koeficijent toplotne provodljivosti hlora u normalnim uslovima je 0,0079 W/(m deg), što je 3 puta manje nego pri istoj temperaturi i pritisku. Zagrijavanje hlora dovodi do povećanja njegove toplinske provodljivosti. Dakle, na temperaturi od 100°C, vrijednost ovog fizičkog svojstva hlora raste na 0,0114 W/(m deg).

Viskozitet hlora

Koeficijent dinamičke viskoznosti gasovitog hlora u temperaturnom opsegu 20...500°C može se približno izračunati pomoću formule:

gdje je η T koeficijent dinamičke viskoznosti hlora na datoj temperaturi T, K;
η T 0 - koeficijent dinamičke viskoznosti hlora na temperaturi T 0 = 273 K (pri normalnim uslovima);
C je Sutherlandova konstanta (za klor C = 351).

U normalnim uslovima, dinamički viskozitet hlora je 0,0123·10 -3 Pa·s. Kada se zagrije, fizička svojstva hlora, kao što je viskoznost, poprima veće vrijednosti.

Tečni hlor ima viskozitet za red veličine veći od gasovitog hlora. Na primjer, na temperaturi od 20°C, dinamički viskozitet tekućeg hlora ima vrijednost od 0,345·10 -3 Pa·s i opada s porastom temperature.

Izvori:

1. Barkov S. A. Halogeni i podgrupa mangana. Elementi grupe VII periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Priručnik za studente. M.: Obrazovanje, 1976 - 112 str.
2. Tabele fizičkih veličina. Imenik. Ed. akad. I. K. Kikoina. M.: Atomizdat, 1976 - 1008 str.
3. Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Priručnik o proizvodnji hlora, kaustične sode i osnovnih proizvoda hlora. Ed. 2., per. i drugi M.: Hemija, 1976 - 440 str.

Hlor

HLOR-A; m.[iz grčkog chlōros - blijedozeleni] Hemijski element (Cl), gas koji zagušuje zelenkasto-žute boje, oštrog mirisa (koristi se kao otrovno i dezinfekcijsko sredstvo). Jedinjenja hlora. Trovanje hlorom.

◁ Hlor (vidi).

(lat. Chlorum), hemijski element VII grupe periodnog sistema, pripada halogenima. Ime dolazi od grčkog chlōros - žuto-zeleno. Slobodni hlor se sastoji od dvoatomskih molekula (Cl 2); žuto-zeleni plin oštrog mirisa; gustina 3,214 g/l; t pl -101°C; t kip -33,97°C; na uobičajenim temperaturama lako se ukapljuje pod pritiskom od 0,6 MPa. Hemijski vrlo aktivan (oksidacijsko sredstvo). Glavni minerali su halit (kamena so), silvit, bišofit; morska voda sadrži kloride natrijuma, kalija, magnezija i drugih elemenata. Koriste se u proizvodnji organskih jedinjenja koja sadrže hlor (60-75%), anorganskih materija (10-20%), za izbeljivanje celuloze i tkanina (5-15%), za sanitarne potrebe i dezinfekciju (hlorisanje) vode . Toksicno.

HLOR (lat. Chlorum), Cl (čitaj “hlor”), hemijski element sa atomskim brojem 17, atomska masa 35.453. U slobodnom obliku to je žuto-zeleni teški plin oštrog zagušljivog mirisa (otuda i naziv: grčki kloros - žuto-zeleni).
Prirodni hlor je mešavina dva nuklida (cm. NUKLID) sa masenim brojevima 35 (u mješavini od 75,77% masenog udjela) i 37 (24,23%). Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 3 s 2 str 5 . U jedinjenjima pokazuje uglavnom oksidaciona stanja –1, +1, +3, +5 i +7 (valencije I, III, V i VII). Nalazi se u trećem periodu u VIIA grupi Mendeljejevljevog periodnog sistema elemenata, pripada halogenima. (cm. HALOGEN).
Radijus neutralnog atoma hlora je 0,099 nm, ionski radijusi su, respektivno (vrijednosti koordinacionog broja su navedene u zagradama): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) i Clr 7+ 0,022 nm (3) i 0,041 nm ( 6). Sekvencijalne energije jonizacije neutralnog atoma hlora su 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 i 114,3 eV. Elektronski afinitet 3.614 eV. Prema Paulingovoj skali, elektronegativnost hlora je 3,16.
Istorija otkrića
Najvažnije hemijsko jedinjenje hlora – kuhinjska so (hemijska formula NaCl, hemijski naziv natrijum hlorid) – poznato je čoveku od davnina. Postoje dokazi da je vađenje kuhinjske soli vršeno već 3-4 hiljade godina prije Krista u Libiji. Moguće je da su alhemičari, koristeći kuhinjsku sol za razne manipulacije, naišli i na plin hlor. Za rastvaranje "kralja metala" - zlata - koristili su "regia vodku" - mješavinu klorovodične i dušične kiseline, čija interakcija oslobađa klor.
Po prvi put, gasoviti hlor je dobio i detaljno opisao švedski hemičar K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) 1774. godine. Zagrijao je hlorovodoničnu kiselinu sa mineralom piroluzitom (cm. PIROLUZIT) MnO 2 i uočio oslobađanje žuto-zelenog plina oštrog mirisa. Budući da je u to vrijeme dominirala teorija flogistona (cm. PHLOGISTON), Scheele je novi plin smatrao "deflogistoniziranom hlorovodoničnom kiselinom", odnosno kao oksid (oksid) hlorovodonične kiseline. A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) smatrali da je plin oksid elementa "muria" (hlorovodonična kiselina se zvala murična kiselina, od latinskog muria - slana voda). Istu tačku gledišta prvi je dijelio engleski naučnik G. Davy (cm. DAVY Humphrey), koji je proveo dosta vremena razgrađujući "murijum oksid" u jednostavne supstance. Nije uspio i 1811. Davy je došao do zaključka da je ovaj plin jednostavna supstanca, a kemijski element joj odgovara. Davy je bio prvi koji je predložio da se to zove hlor u skladu sa žuto-zelenom bojom gasa. Naziv "hlor" je dao elementu 1812. godine francuski hemičar J. L. Gay-Lussac. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); prihvaćeno je u svim zemljama osim u Velikoj Britaniji i SAD-u, gdje je sačuvano ime koje je uveo Davy. Predloženo je da se ovaj element nazove "halogen" (tj. proizvodi sol), ali je s vremenom postao opći naziv za sve elemente grupe VIIA.
Biti u prirodi
Sadržaj hlora u zemljinoj kori iznosi 0,013% po težini, prisutan je u primjetnim koncentracijama u obliku Cl – jona. morska voda(prosjek oko 18,8 g/l). Hemijski, hlor je vrlo aktivan i stoga se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom obliku. To je dio takvih minerala koji formiraju velike naslage, poput kuhinjske ili kamene soli (halita (cm. HALITE)) NaCl, karnalit (cm. karnalit) KCl MgCl 2 6H 21 O, silvin (cm. SYLVIN) KCl, silvinit (Na, K)Cl, kainit (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2 O, bišofit (cm. BISCHOFIT) MgCl 2 ·6H 2 O i mnogi drugi. Klor se može naći u raznim stijenama i tlu.
Potvrda
Za proizvodnju plinovitog klora koristi se elektroliza jake vodene otopine NaCl (ponekad se koristi KCl). Elektroliza se provodi pomoću membrane za kationsku izmjenu koja razdvaja katodni i anodni prostor. Štaviše, zbog procesa
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
odjednom se dobijaju tri vredna hemijska proizvoda: hlor na anodi, vodonik na katodi (cm. VODIK), a lužina se akumulira u elektrolizeru (1,13 tona NaOH na svaku proizvedenu tonu hlora). Za proizvodnju hlora elektrolizom potrebne su velike količine električne energije: od 2,3 do 3,7 MW se troši za proizvodnju 1 tone hlora.
Za dobijanje hlora u laboratoriji koriste reakciju koncentrovane hlorovodonične kiseline sa bilo kojim jakim oksidantom (kalijev permanganat KMnO 4, kalijum dihromat K 2 Cr 2 O 7, kalijum hlorat KClO 3, izbeljivač CaClOCl, mangan (IV) oksid MnO2 ). Najprikladnije je koristiti kalijev permanganat u ove svrhe: u ovom slučaju reakcija se odvija bez zagrijavanja:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KSl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
Po potrebi se hlor u tečnom (pod pritiskom) obliku transportuje u željezničkim cisternama ili u čeličnim bocama. Boce za klor imaju posebnu oznaku, ali čak i bez nje, cilindar hlora se lako može razlikovati od boca s drugim netoksičnim plinovima. Dno cilindara za hlor ima oblik polulopte, a cilindar sa tečnim hlorom ne može se postaviti okomito bez oslonca.
Fizička i hemijska svojstva
U normalnim uslovima, hlor je žuto-zeleni gas, gustina gasa na 25°C je 3,214 g/dm 3 (oko 2,5 puta veća od gustine vazduha). Tačka topljenja čvrstog hlora je –100,98°C, tačka ključanja je –33,97°C. Standardni potencijal elektrode Cl 2 /Cl - u vodenom rastvoru je +1,3583 V.
U slobodnom stanju postoji u obliku dvoatomskih Cl 2 molekula. Međunuklearna udaljenost u ovom molekulu je 0,1987 nm. Elektronski afinitet molekula Cl 2 je 2,45 eV, potencijal ionizacije je 11,48 eV. Energija disocijacije molekula Cl 2 na atome je relativno niska i iznosi 239,23 kJ/mol.
Hlor je slabo rastvorljiv u vodi. Na temperaturi od 0°C, rastvorljivost je 1,44 tež.%, na 20°C - 0,711°C tež.%, na 60°C - 0,323 tež. %. Rastvor hlora u vodi naziva se hlorna voda. U vodi sa klorom uspostavlja se ravnoteža:
Sl 2 + H 2 O H + = Sl - + HOSl.
Da bi se ova ravnoteža pomaknula ulijevo, odnosno smanjila rastvorljivost hlora u vodi, u vodu treba dodati ili natrijum-hlorid NaCl ili neku nehlapljivu jaku kiselinu (na primer, sumpornu).
Klor je visoko rastvorljiv u mnogim nepolarnim tečnostima. Sam tečni hlor služi kao rastvarač za supstance kao što su BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
Zbog niske energije disocijacije molekula Cl 2 na atome i visokog elektronskog afiniteta atoma hlora, hemijski je hlor veoma aktivan. Direktno reagira s većinom metala (uključujući, na primjer, zlato) i mnogim nemetalima. Dakle, bez zagrijavanja, hlor reagira sa alkalnom (cm. ALKALNI METALI) i zemnoalkalnih metala (cm. ZEMNOALKALNI METALI), sa antimonom:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Kada se zagrije, hlor reaguje sa aluminijumom:
3Sl 2 + 2Al = 2A1Sl 3
i gvožđe:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Hlor reaguje sa vodonikom H2 ili kada se zapali (hlor tiho gori u atmosferi vodonika), ili kada se mešavina hlora i vodonika ozrači ultraljubičastim svetlom. U ovom slučaju pojavljuje se plin klorovodik HCl:
H 2 + Cl 2 = 2HCl.
Otopina klorovodika u vodi naziva se hlorovodonična kiselina (cm. HLORVOVODNA KISELINA)(hlorovodonična) kiselina. Maksimalna masena koncentracija hlorovodonične kiseline je oko 38%. Soli hlorovodonične kiseline - hloridi (cm. HLORID), na primjer, amonijum hlorid NH 4 Cl, kalcijum hlorid CaCl 2, barijum hlorid BaCl 2 i drugi. Mnogi hloridi su visoko rastvorljivi u vodi. Srebrni hlorid AgCl je praktično nerastvorljiv u vodi i kiselim vodenim rastvorima. Kvalitativna reakcija na prisustvo kloridnih iona u otopini je stvaranje bijelog taloga AgCl s ionima Ag +, praktički netopivog u mediju dušične kiseline:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
Na sobnoj temperaturi hlor reaguje sa sumporom (nastaje tzv. sumpor monohlorid S 2 Cl 2 ) i fluorom (nastaju spojevi ClF i ClF 3). Kada se zagrije, hlor stupa u interakciju sa fosforom (nastaju jedinjenja PCl 3 ili PCl 5, u zavisnosti od uslova reakcije), arsenom, borom i drugim nemetalima. Klor ne reaguje direktno sa kiseonikom, azotom, ugljikom (brojna jedinjenja hlora sa ovim elementima dobijaju se indirektno) i inertnim gasovima (u U poslednje vreme naučnici su pronašli načine da aktiviraju takve reakcije i izvedu ih „direktno“). Sa drugim halogenima, hlor formira interhalogena jedinjenja, na primer, veoma jaka oksidaciona sredstva - fluoridi ClF, ClF 3, ClF 5. Oksidaciona moć hlora je veća od broma, tako da hlor istiskuje bromidni jon iz rastvora bromida, na primer:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Klor prolazi supstitucijske reakcije sa mnogim organskim jedinjenjima, na primjer, s metanom CH4 i benzenom C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl ili C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Molekula hlora je sposobna da se veže preko višestrukih veza (dvostrukih i trostrukih) za organska jedinjenja, na primer, za etilen C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
Klor stupa u interakciju s vodenim otopinama alkalija. Ako se reakcija odvija na sobnoj temperaturi, nastaju hlorid (na primjer, kalijev hlorid KCl) i hipohlorit (cm. HIPOHLORITI)(na primjer, kalijev hipohlorit KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Kada hlor stupi u interakciju s vrućim (temperatura oko 70-80°C) alkalnom otopinom, nastaju odgovarajući hlorid i hlorat (cm. HLORATI), Na primjer:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
Kada hlor stupi u interakciju s vlažnom kašom kalcijum hidroksida Ca(OH) 2, nastaje izbjeljivač (cm. PRAŠAK ZA IZBJELJIVANJE)(„izbjeljivač”) CaClOCl.
Oksidacijsko stanje hlora +1 odgovara slaboj, nestabilnoj hipoklorovoj kiselini (cm. hipohlorna kiselina) HClO. Njegove soli su hipoklorit, na primjer, NaClO - natrijum hipoklorit. Hipohloriti su jaki oksidanti i široko se koriste kao sredstva za izbeljivanje i dezinfekciju. Kada hipohloriti, posebno izbjeljivač, stupe u interakciju s ugljičnim dioksidom CO 2, između ostalih proizvoda nastaje hlapljiva hipoklorovita kiselina. (cm. hipohlorna kiselina), koji se može razgraditi i osloboditi hlor oksid (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Upravo je miris ovog gasa, Cl 2 O, karakterističan miris „izbjeljivača“.
Oksidacijsko stanje hlora +3 odgovara niskostabilnoj kiselini srednje jačine HClO 2. Ova kiselina se zove hlorna kiselina, njene soli se nazivaju hloritima (cm. HLORITI (soli)), na primjer, NaClO 2 - natrijum hlorit.
Oksidacijsko stanje hlora +4 odgovara samo jednom spoju - hlor dioksidu ClO 2.
Oksidacijsko stanje hlora +5 odgovara jakom, stabilnom samo u vodenim rastvorima pri koncentracijama ispod 40%, perhlorne kiseline (cm. hipohlorna kiselina) HClO 3. Njegove soli su hlorati, na primjer, kalijev hlorat KClO 3.
Oksidacijsko stanje hlora +6 odgovara samo jednom spoju - hlor trioksidu ClO 3 (postoji u obliku dimera Cl 2 O 6).
Oksidacijsko stanje hlora +7 odgovara vrlo jakoj i prilično stabilnoj perhlornoj kiselini (cm. perhlorna kiselina) HClO 4. Njegove soli su perhlorati (cm. perhlorati), na primjer, amonijum perhlorat NH 4 ClO 4 ili kalijum perhlorat KClO 4. Treba napomenuti da su perhlorati teških alkalnih metala - kalijuma, a posebno rubidijuma i cezijuma - slabo rastvorljivi u vodi. Oksid koji odgovara oksidacionom stanju hlora je +7 - Cl 2 O 7.
Među spojevima koji sadrže hlor u pozitivnim oksidacionim stanjima, hipohloriti imaju najjača oksidaciona svojstva. Za perhlorate, oksidaciona svojstva su nekarakteristična.
Aplikacija
Klor je jedan od najvažnijih proizvoda hemijske industrije. Njegova globalna proizvodnja iznosi desetine miliona tona godišnje. Klor se koristi za proizvodnju dezinfekcionih sredstava i izbeljivača (natrijum hipohlorit, izbeljivač i drugi), hlorovodonične kiseline, hlorida mnogih metala i nemetala, mnogih plastičnih masa (polivinil hlorid (cm. POLIVINIL HLORID) i drugi), rastvarači koji sadrže hlor (dihloretan CH 2 ClCH 2 Cl, ugljen-tetrahlorid CCl 4 itd.), za otvaranje ruda, odvajanje i prečišćavanje metala itd. Hlor se koristi za dezinfekciju vode (hlorisanje (cm. HLORIRANJE)) i za mnoge druge svrhe.
Biološka uloga
Klor je jedan od najvažnijih biogenih elemenata (cm. BIOGENI ELEMENTI) i dio je svih živih organizama. Neke biljke, takozvani halofiti, ne samo da mogu rasti na visoko zaslanjenim tlima, već i akumuliraju velike količine klorida. Poznati su mikroorganizmi (halobakterije i dr.) i životinje koje žive u uslovima visokog saliniteta. Klor je jedan od glavnih elemenata metabolizma vode i soli kod životinja i ljudi, određujući fizičke i kemijske procese u tkivima tijela. Učestvuje u održavanju acido-bazne ravnoteže u tkivima, osmoregulaciji (cm. OSMOREGULACIJA)(hlor je glavna osmotski aktivna tvar u krvi, limfi i drugim tjelesnim tekućinama), uglavnom izvan stanica. U biljkama, hlor učestvuje u oksidativnim reakcijama i fotosintezi.
Ljudsko mišićno tkivo sadrži 0,20-0,52% hlora, koštano tkivo - 0,09%; u krvi - 2,89 g/l. Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 95 g hlora. Svakog dana osoba dobije 3-6 g hlora iz hrane, što više nego pokriva potrebu za ovim elementom.
Karakteristike rada sa hlorom
Klor je otrovan gas koji dovodi do gušenja, ako uđe u pluća, izaziva opekline plućnog tkiva i gušenje. Nadražujuće djeluje na respiratorni trakt u koncentraciji u zraku od oko 0,006 mg/l. Hlor je bio jedan od prvih hemijskih otrova (cm. OTROVNE SUPSTANCE), koju je Njemačka koristila u Prvom svjetski rat. Prilikom rada s hlorom treba koristiti zaštitnu odjeću, gas masku i rukavice. On kratko vrijeme Svoje dišne ​​organe od prodora hlora u njih možete zaštititi platnenim zavojem navlaženim rastvorom natrijum sulfita Na 2 SO 3 ili natrijum tiosulfata Na 2 S 2 O 3 . Maksimalno dozvoljena koncentracija hlora u vazduhu radnih prostorija je 1 mg/m 3, u vazduhu naseljenih mesta 0,03 mg/m 3.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Pogledajte šta je "hlor" u drugim rječnicima:

Hlor, eh... Stres ruske riječi

hlor- hlor i... Ruski pravopisni rječnik

hlor- hlor/... Morfemsko-pravopisni rječnik

- (grčki chloros zelenkasto žuti). Hemijski jednostavno, gasovito tijelo, zelenkasto-žute boje, oštrog, iritantnog mirisa, sa sposobnošću da promijeni boju biljne materije. Rječnik strane reči, uključeno na ruskom jeziku... Rečnik stranih reči ruskog jezika

- (simbol C1), rasprostranjeni nemetalni element, jedan od HALOGENA (elemenata sedme grupe periodnog sistema), prvi put otkriven 1774. godine. Sastoji se od kuhinjske soli (NaCl). Hlor je zelenkasto žute boje... Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik

HLOR- HLOR, C12, hemijski. element, atomski broj 17, atomska težina 35.457. Budući da su u grupi VII perioda III, atomi hlora imaju 7 vanjskih elektrona, zbog čega se X ponaša kao tipični monovalentni metaloid. X. podijeljen na izotope sa atomskim ... ... Velika medicinska enciklopedija

Hlor- obično se dobija elektrolizom hlorida alkalnih metala, posebno natrijum hlorida. Klor je zelenkasto-žuti, zagušljiv, korozivni plin koji je 2,5 puta gušći od zraka, slabo rastvorljiv u vodi i lako se tečni. Obično se transportuje... Zvanična terminologija

Hlor- (Hlorum), Cl, hemijski element VII grupe periodnog sistema, atomski broj 17, atomska masa 35.453; odnosi se na halogene; žuto-zeleni gas, tačka ključanja 33,97°C. Koristi se u proizvodnji polivinil hlorida, hloroprenske gume, ... ... Ilustrovani enciklopedijski rječnik

HLOR, hlor, pl. ne, mužu (od grčkog chloros green) (hemijska). Korišćen hemijski element, gas za gušenje. u tehnologiji, u sanitaciji kao dezinfekciono sredstvo i u ratovanju kao otrovna supstanca. Ušakovljev rečnik objašnjenja. D.N. Ushakov. 1935 1940 … Ushakov's Explantatory Dictionary

Hlor... Početni deo složenih reči, koji uvodi značenje reči: hlor, hlorid (organohlor, hloroaceton, hlorobenzen, hlorometan itd.). Efraimov objašnjavajući rječnik. T. F. Efremova. 2000... Savremeni objašnjavajući rečnik ruskog jezika Efremove

Knjige

• Rusko pozorište ili Kompletna zbirka svih ruskih pozorišnih dela. Dio 24. Opera: Guardian Professor. - I. Knyazhnin. Nesreća iz kočije. - Dušinkina radost. - Šale o mornarima. - . Khlor Tsarevich, , . Knjiga je reprint iz 1786. Uprkos činjenici da je učinjen ozbiljan rad na vraćanju originalnog kvaliteta publikacije, neke stranice mogu...

Hlor(od grčkog χλωρ?ς - "zeleno") - element glavne podgrupe sedme grupe, trećeg perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 17. Označeno simbolom Cl(lat. Chlorum). Hemijski aktivni nemetal. Dio je grupe halogena (prvobitno je naziv "halogen" koristio njemački hemičar Schweiger za klor [doslovno, "halogen" je prevedeno kao sol), ali se nije uhvatio, a kasnije je postao uobičajen za grupu VII. elemenata, što uključuje hlor).

Prosta supstanca hlor (CAS broj: 7782-50-5) u normalnim uslovima je otrovan gas žućkastozelene boje, oštrog mirisa. Molekul hlora je dvoatomski (formula Cl 2).

Istorija otkrića hlora

Plinoviti bezvodni hlorovodonik je prvi sakupio J. Prisley 1772. godine. (preko tečne žive). Klor je prvi put dobio 1774. godine od strane Scheelea, koji je opisao njegovo oslobađanje tokom interakcije piroluzita sa hlorovodoničnom kiselinom u svojoj raspravi o piroluzitu:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Šele je primetio miris hlora, sličan mirisu carske vode, njegovu sposobnost da reaguje sa zlatom i cinoberom i svojstva izbeljivanja.

Međutim, Scheele je, u skladu sa teorijom flogistona koja je tada bila dominantna u hemiji, sugerirao da je hlor deflogisticirana hlorovodonična kiselina, odnosno oksid hlorovodonične kiseline. Berthollet i Lavoisier su sugerirali da je hlor oksid elementa Muria, međutim, pokušaji da se izoluje ostali su neuspješni sve do Davyjevog rada, koji je uspio elektrolizom razgraditi kuhinjsku sol u natrijum i hlor.

Rasprostranjenost u prirodi

U prirodi postoje dva izotopa hlora: 35 Cl i 37 Cl. U zemljinoj kori, hlor je najčešći halogen. Klor je vrlo aktivan - direktno se kombinira sa gotovo svim elementima periodnog sistema. Stoga se u prirodi nalazi samo u obliku spojeva u mineralima: halit NaCl, silvit KCl, silvinit KCl NaCl, bišofit MgCl 2 6H2O, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. rezerve hlora sadržane su u solima voda mora i okeana (sadržaj u morskoj vodi je 19 g/l). Hlor čini 0,025% ukupnog broja atoma u zemljinoj kori, klark broj hlora je 0,017%, a ljudsko telo sadrži 0,25% jona hlora po masi. U ljudskom i životinjskom tijelu, klor se nalazi uglavnom u međućelijskim tekućinama (uključujući krv) i igrama važnu ulogu u regulaciji osmotskih procesa, kao iu procesima povezanim s radom nervnih ćelija.

Fizička i fizičko-hemijska svojstva

U normalnim uslovima, hlor je žuto-zeleni gas sa zagušljivim mirisom. Neka od njegovih fizičkih svojstava prikazana su u tabeli.

Neka fizička svojstva hlora

Plin hlor se relativno lako ukapljuje. Počevši od pritiska od 0,8 MPa (8 atmosfera), hlor će biti tečan već na sobnoj temperaturi. Kada se ohladi na -34 °C, hlor takođe postaje tečan pri normalnom atmosferskom pritisku. Tečni hlor je žuto-zelena tečnost koja je vrlo korozivna (zbog visoke koncentracije molekula). Povećanjem pritiska moguće je postići postojanje tečnog hlora do temperature od +144 °C (kritična temperatura) pri kritičnom pritisku od 7,6 MPa.

Na temperaturama ispod -101 °C, tekući hlor kristalizira u ortorombičnu rešetku sa prostornom grupom Cmca i parametri a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ispod 100 K, ortorombska modifikacija kristalnog hlora postaje tetragonalna, sa prostornom grupom P4 2/cm i parametri rešetke a=8,56 Å i c=6,12 Å.

Rastvorljivost

Stepen disocijacije molekula hlora Cl 2 → 2Cl. Na 1000 K iznosi 2,07×10 −4%, a na 2500 K 0,909%.

Prag za percepciju mirisa u vazduhu je 0,003 (mg/l).

U pogledu električne provodljivosti, tečni hlor spada među najjače izolatore: provodi struju skoro milijardu puta lošije od destilovane vode i 10 22 puta lošije od srebra. Brzina zvuka u hloru je otprilike jedan i po puta manja nego u zraku.

Hemijska svojstva

Struktura elektronske ljuske

Valentni nivo atoma hlora sadrži 1 nespareni elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, tako da je valencija od 1 za atom hlora veoma stabilna. Zbog prisustva nezauzete orbitale d-podnivoa u atomu hlora, atom hlora može pokazati druge valencije. Šema formiranja pobuđenih stanja atoma:

Poznata su i jedinjenja hlora u kojima atom hlora formalno pokazuje valenciju 4 i 6, na primer ClO 2 i Cl 2 O 6. Međutim, ova jedinjenja su radikali, što znači da imaju jedan nespareni elektron.

Interakcija sa metalima

Klor direktno reaguje sa gotovo svim metalima (s nekim samo u prisustvu vlage ili kada se zagreje):

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

Interakcija sa nemetalima

Sa nemetalima (osim ugljika, dušika, kisika i inertnih plinova) stvara odgovarajuće kloride.

Na svjetlosti ili kada se zagrije, aktivno (ponekad i eksplozijom) reagira s vodikom prema radikalnom mehanizmu. Smjese hlora sa vodonikom, koje sadrže od 5,8 do 88,3% vodonika, eksplodiraju pri zračenju i formiraju hlorovodonik. Mješavina hlora i vodika u malim koncentracijama gori bezbojnim ili žuto-zelenim plamenom. Maksimalna temperatura plamen vodonik-hlor 2200 °C.:

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

Sa kiseonikom hlor stvara okside u kojima pokazuje oksidaciono stanje od +1 do +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Imaju oštar miris, termički su i fotokemijski nestabilni i podložni su eksplozivnom raspadanju.

Pri reakciji s fluorom ne nastaje hlorid, već fluor:

Cl 2 + 3F 2 (npr.) → 2ClF 3

Ostale nekretnine

Klor istiskuje brom i jod iz njihovih spojeva s vodikom i metalima:

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

Pri reakciji s ugljičnim monoksidom nastaje fozgen:

Cl 2 + CO → COCl 2

Kada se rastvori u vodi ili lužinama, hlor dismutira, formirajući hipohlornu (a kada se zagrije, perhlorničnu) i hlorovodoničnu kiselinu ili njihove soli:

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

Kloriranje suvog kalcijum hidroksida proizvodi izbjeljivač:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Učinak hlora na amonijak, dušikov trihlorid može se postići:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Oksidirajuća svojstva hlora

Klor je veoma jak oksidant.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Reakcije sa organskim supstancama

Sa zasićenim jedinjenjima:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Veže se za nezasićena jedinjenja preko više veza:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Aromatični spojevi zamjenjuju atom vodika hlorom u prisustvu katalizatora (na primjer, AlCl 3 ili FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Metode dobijanja

Industrijske metode

U početku se industrijska metoda za proizvodnju klora temeljila na Scheele metodi, odnosno reakciji piroluzita sa klorovodičnom kiselinom:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Godine 1867, Deacon je razvio metodu za proizvodnju hlora katalitičkom oksidacijom hlorovodonika sa atmosferskim kiseonikom. Deacon proces se trenutno koristi za obnavljanje hlora iz hlorovodonika, nusproizvoda industrijskog hlorisanja organskih jedinjenja.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Danas se klor proizvodi u industrijskim razmjerima zajedno s natrijum hidroksidom i vodikom elektrolizom otopine kuhinjske soli:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anoda: 2Cl − — 2e − → Cl 2 0 Katoda: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −

Budući da se elektroliza vode odvija paralelno s elektrolizom natrijum hlorida, ukupna jednačina se može izraziti na sljedeći način:

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

Koriste se tri varijante elektrohemijske metode za proizvodnju hlora. Dvije od njih su elektroliza sa čvrstom katodom: dijafragmska i membranska metoda, treća je elektroliza s tečnom živinom katodom (metoda proizvodnje žive). Među metodama elektrohemijske proizvodnje, najlakša i najpogodnija metoda je elektroliza sa živinom katodom, ali ova metoda uzrokuje značajnu štetu okruženje kao rezultat isparavanja i curenja metalne žive.

Dijafragmska metoda sa čvrstom katodom

Šupljina elektrolizera podijeljena je poroznom azbestnom pregradom - dijafragmom - na katodni i anodni prostor, gdje se nalaze katoda i anoda elektrolizera. Stoga se takav elektrolizator često naziva dijafragma, a metoda proizvodnje je membranska elektroliza. Protok zasićenog anolita (rastvor NaCl) neprekidno ulazi u anodni prostor membranskog elektrolizera. Kao rezultat elektrohemijskog procesa, hlor se oslobađa na anodi zbog razgradnje halita, a vodik se oslobađa na katodi zbog raspadanja vode. U ovom slučaju, zona blizu katode je obogaćena natrijum hidroksidom.

Membranska metoda sa čvrstom katodom

Membranska metoda je u suštini slična dijafragmskoj, ali su anodni i katodni prostori razdvojeni polimernom membranom za kationsku izmjenu. Metoda proizvodnje membrane je efikasnija od metode dijafragme, ali je teža za korištenje.

Merkurova metoda sa tečnom katodom

Proces se provodi u elektrolitičkoj kupelji, koja se sastoji od elektrolizera, razlagača i živine pumpe, međusobno povezanih komunikacijama. U elektrolitičkoj kadi živa cirkuliše pod dejstvom živine pumpe, prolazeći kroz elektrolizator i razlagač. Katoda elektrolizera je tok žive. Anode - grafitne ili malo habajuće. Zajedno sa živom, struja anolita, rastvora natrijum hlorida, neprekidno teče kroz elektrolizator. Kao rezultat elektrohemijske razgradnje klorida, na anodi nastaju molekule klora, a na katodi se oslobođeni natrij otapa u živi stvarajući amalgam.

Laboratorijske metode

U laboratorijama se za proizvodnju hlora obično koriste procesi bazirani na oksidaciji hlorovodonika jakim oksidantima (npr. mangan (IV) oksid, kalijum permanganat, kalijum dikromat):

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

Skladištenje hlora

Proizvedeni klor se skladišti u posebnim „rezervoarima“ ili se pumpa u čelične cilindre visokog pritiska. Cilindri sa tečnim hlorom pod pritiskom imaju posebnu boju - boju močvare. Treba napomenuti da se tokom duže upotrebe boca za hlor u njima akumulira ekstremno eksplozivan azot trihlorid, te stoga, s vremena na vreme, boce za hlor moraju biti podvrgnute rutinskom pranju i čišćenju azot-hlorida.

Standardi kvaliteta hlora

Prema GOST 6718-93 „Tečni hlor. Tehničke specifikacije" proizvode se sljedeće vrste hlora

Aplikacija

Klor se koristi u mnogim industrijama, nauci i kućnim potrebama:

• U proizvodnji polivinil hlorida, plastičnih jedinjenja, sintetičke gume, od kojih izrađuju: izolaciju žice, prozorske profile, ambalažni materijal, odjeću i obuću, linoleum i gramofonske ploče, lakove, opremu i pjenastu plastiku, igračke, dijelove instrumenata, građevinski materijal . Polivinil hlorid nastaje polimerizacijom vinil hlorida, koji se danas najčešće proizvodi od etilena metodom uravnoteženog klora preko međuprodukta 1,2-dihloretan.
• Svojstva izbjeljivanja hlora su odavno poznata, iako ne "bijeli" sam hlor, već atomski kiseonik, koji nastaje pri razgradnji hipohlorne kiseline: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Ova metoda izbjeljivanja tkanina, papira, kartona se koristi već nekoliko stoljeća.
• Proizvodnja organoklornih insekticida - tvari koje ubijaju insekte štetne za usjeve, ali su bezbedne za biljke. Značajan dio proizvedenog hlora se troši za dobijanje sredstava za zaštitu bilja. Jedan od najvažnijih insekticida je heksahlorocikloheksan (često se naziva heksahloran). Ovu supstancu je prvi put sintetizirao Faraday 1825. godine, ali je praktičnu primjenu našla tek više od 100 godina kasnije - 30-ih godina dvadesetog stoljeća.
• Korišćen je kao hemijsko ratno sredstvo, kao i za proizvodnju drugih hemijskih ratnih sredstava: iperita, fosgena.
• Za dezinfekciju vode - „hlorisanje“. Najčešća metoda dezinfekcije vode za piće; zasniva se na sposobnosti slobodnog hlora i njegovih spojeva da inhibiraju enzimske sisteme mikroorganizama koji katalizuju redoks procese. Za dezinfekciju vode za piće koriste se: hlor, hlor dioksid, hloramin i izbjeljivač. SanPiN 2.1.4.1074-01 utvrđuje sljedeće granice (koridor) dozvoljenog sadržaja slobodnog zaostalog hlora u pije vodu centralizovano vodosnabdevanje 0,3 - 0,5 mg/l. Brojni naučnici, pa čak i političari u Rusiji kritiziraju sam koncept hloriranja vode iz slavine, ali ne mogu ponuditi alternativu dezinfekcionom efektu jedinjenja hlora. Materijali od kojih su napravljene vodovodne cijevi različito djeluju s kloriranom vodom iz slavine. Slobodni hlor u vodi iz slavine značajno skraćuje vijek trajanja cjevovoda na bazi poliolefina: razne vrste polietilenskih cijevi, uključujući umreženi polietilen, također poznat kao PEX (PE-X). U SAD-u su, da bi kontrolisali prijem cevovoda od polimernih materijala za upotrebu u sistemima vodosnabdevanja sa hlorisanom vodom, bili primorani da usvoje 3 standarda: ASTM F2023 u odnosu na cevi od umreženog polietilena (PEX) i toplu hlorisanu vodu, ASTM F2263 u odnosu na sve polietilenske cijevi i kloriranu vodu, i ASTM F2330 primijenjen na višeslojne (metal-polimer) cijevi i toplu kloriranu vodu. U pogledu izdržljivosti pri interakciji s hloriranom vodom, bakrene vodovodne cijevi pokazuju pozitivne rezultate.
• Registrovan u prehrambenoj industriji kao aditiv za hranu E925.
• U hemijskoj proizvodnji hlorovodonične kiseline, izbeljivača, bertolitne soli, metalnih hlorida, otrova, lekova, đubriva.
• U metalurgiji za proizvodnju čistih metala: titanijum, kalaj, tantal, niobijum.
• Kao indikator solarnih neutrina u detektorima hlor-argon.

Mnoge razvijene zemlje pokušavaju da ograniče upotrebu hlora u svakodnevnom životu, uključujući i zato što spaljivanje otpada koji sadrži hlor proizvodi značajnu količinu dioksina.

Biološka uloga

Klor je jedan od najvažnijih biogenih elemenata i dio je svih živih organizama.

Kod životinja i ljudi, hloridni joni su uključeni u održavanje osmotske ravnoteže joni klorida imaju optimalan radijus za prodiranje kroz staničnu membranu. Upravo to objašnjava njegovo zajedničko učešće sa jonima natrijuma i kalija u stvaranju konstantnog osmotskog pritiska i regulaciji metabolizma vode i soli. Pod uticajem GABA (neurotransmitera), joni hlora deluju inhibitorno na neurone smanjujući akcioni potencijal. U želucu joni hlora stvaraju povoljno okruženje za djelovanje proteolitičkih enzima želučanog soka. Hloridni kanali prisutni su u mnogim tipovima ćelija, mitohondrijskim membranama i skeletnim mišićima. Ovi kanali obavljaju važne funkcije u regulaciji volumena tekućine, transepitelnom transportu jona i stabilizaciji membranskih potencijala, te su uključeni u održavanje pH vrijednosti ćelije. Klor se akumulira u visceralnom tkivu, koži i skeletnim mišićima. Hlor se apsorbuje uglavnom u debelom crevu. Apsorpcija i izlučivanje hlora usko su povezani sa natrijumovim jonima i bikarbonatima, au manjoj meri sa mineralokortikoidima i aktivnošću Na + /K + -ATPaze. 10-15% ukupnog hlora se akumulira u ćelijama, od čega se 1/3 do 1/2 nalazi u crvenim krvnim zrncima. Oko 85% hlora nalazi se u ekstracelularnom prostoru. Hlor se iz organizma izlučuje uglavnom putem urina (90-95%), fecesa (4-8%) i preko kože (do 2%). Izlučivanje hlora je povezano sa jonima natrijuma i kalija, a recipročno sa HCO 3 − (kiselinsko-bazna ravnoteža).

Osoba konzumira 5-10 g NaCl dnevno. Minimalna ljudska potreba za hlorom je oko 800 mg dnevno. Beba dobija potrebnu količinu hlora kroz majčino mleko koje sadrži 11 mmol/l hlora. NaCl je neophodan za proizvodnju klorovodične kiseline u želucu, koja pospješuje probavu i uništava patogene bakterije. Trenutno, učešće hlora u nastanku određenih bolesti kod ljudi nije dobro proučeno, uglavnom zbog malog broja studija. Dovoljno je reći da nisu razvijene čak ni preporuke o dnevnom unosu hlora. Ljudsko mišićno tkivo sadrži 0,20-0,52% hlora, koštano tkivo - 0,09%; u krvi - 2,89 g/l. Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 95 g hlora. Svakog dana osoba dobije 3-6 g hlora iz hrane, što više nego pokriva potrebu za ovim elementom.

Joni hlora su vitalni za biljke. Klor je uključen u energetski metabolizam u biljkama, aktivirajući oksidativnu fosforilaciju. Neophodan je za stvaranje kiseonika tokom fotosinteze od strane izolovanih hloroplasta i stimuliše pomoćne procese fotosinteze, prvenstveno one povezane sa akumulacijom energije. Klor ima pozitivan efekat na apsorpciju kiseonika, kalijuma, kalcijuma i magnezijuma u korenu. Prekomjerna koncentracija jona klora u biljkama može imati i negativnu stranu, na primjer, smanjiti sadržaj klorofila, smanjiti aktivnost fotosinteze i usporiti rast i razvoj biljaka.

Ali postoje biljke koje su se u procesu evolucije ili prilagodile zaslanjenosti tla, ili su u borbi za prostor zauzele prazne slane močvare u kojima nema konkurencije. Biljke koje rastu na slanom tlu nazivaju se halofitima; one akumuliraju kloride tokom vegetacije, a zatim se oslobađaju viška lišća ili otpuštaju kloride na površinu lišća i grana i dobivaju dvostruku korist zasjenjivanjem površina od sunčeve svjetlosti.

Među mikroorganizmima su poznati i halofili - halobakterije, koje žive u jako slanim vodama ili zemljištima.

Karakteristike rada i mjere opreza

Klor je otrovan gas koji izaziva gušenje koji, ako uđe u pluća, izaziva opekotine plućnog tkiva i gušenje. Ima nadražujuće dejstvo na respiratorni trakt u koncentraciji u vazduhu od oko 0,006 mg/l (tj. dvostruko iznad praga za percepciju mirisa hlora). Hlor je bio jedan od prvih hemijskih agenasa koje je Nemačka upotrebila u Prvom svetskom ratu. Prilikom rada s hlorom treba koristiti zaštitnu odjeću, gas masku i rukavice. Za kratko vrijeme možete zaštititi dišne ​​organe od ulaska klora u njih platnenim zavojem navlaženim otopinom natrijevog sulfita Na 2 SO 3 ili natrijevog tiosulfata Na 2 S 2 O 3.

MPC hlora atmosferski vazduh sljedeće: prosječno dnevno - 0,03 mg/m³; maksimalna pojedinačna doza - 0,1 mg/m³; u radnim prostorijama industrijskog preduzeća - 1 mg/m³.

DEFINICIJA

Hlor nalazi se u trećem periodu VII grupe glavne (A) podgrupe periodnog sistema.

Pripada elementima p-familije. Nemetalni. Nemetalni elementi uključeni u ovu grupu zajednički se nazivaju halogeni. Oznaka - Kl. Serijski broj - 17. Relativna atomska masa - 35.453 amu.

Elektronska struktura atoma hlora

Atom hlora se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra (+17), koji se sastoji od 17 protona i 18 neutrona, oko kojih se 17 elektrona kreće u 3 orbite.

Fig.1. Šematska struktura atoma hlora.

Raspodjela elektrona među orbitalama je sljedeća:

17Cl) 2) 8) 7 ;

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

Vanjski energetski nivo atoma hlora sadrži sedam elektrona, koji se svi smatraju valentnim elektronima. Energetski dijagram osnovnog stanja ima sljedeći oblik:

Prisustvo jednog nesparenog elektrona ukazuje da je hlor sposoban da pokaže +1 oksidaciono stanje. Moguće je i nekoliko pobuđenih stanja zbog prisustva slobodnih 3 d-orbitale. Prvo, elektroni 3 se pare str-podnivo i zauzimaju besplatno d-orbitale, a zatim elektroni 3 s-podnivo:

Ovo objašnjava prisustvo hlora u još tri oksidaciona stanja: +3, +5 i +7.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1