Cl 2 vol. T - terava lämmatava lõhnaga kollakasroheline gaas, õhust 2,5 korda raskem, vees vähelahustuv (~ 6,5 g/l); X. R. mittepolaarsetes orgaanilistes lahustites. Seda leidub vabal kujul ainult vulkaanilistes gaasides.

Omandamise meetodid

Põhineb Cl - anioonide oksüdatsiooniprotsessil

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Tööstuslik

Kloriidide, sagedamini NaCl vesilahuste elektrolüüs:

2NaCl + 2H2O = Cl2 + 2NaOH + H2

Laboratoorium

Konts. HCI erinevate oksüdeerivate ainetega:

4HCI + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

6HCl + KClO 3 = 3Cl2 + KCl + 3H 2O

14HCl + K2Cr2O7 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Keemilised omadused

Kloor on väga tugev oksüdeerija. Oksüdeerib metalle, mittemetalle ja kompleksaineid, muutudes väga stabiilseteks Cl-anioonideks:

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Reaktsioonid metallidega

Aktiivsed metallid kuiva kloorigaasi atmosfääris süttivad ja põlevad; sel juhul tekivad metallkloriidid.

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Märg kloor või selle vesilahused oksüdeerivad madala aktiivsusega metalle kergemini:

Cl 2 + Cu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Reaktsioonid mittemetallidega

Kloor ei interakteeru otseselt ainult O 2, N 2, C-ga. Reaktsioonid teiste mittemetallidega toimuvad erinevates tingimustes.

Tekivad mittemetallihalogeniidid. Kõige olulisem reaktsioon on interaktsioon vesinikuga.

Cl2 + H2 = 2HC1

Cl 2 + 2S (sula) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (või РCl 5 - üle Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Vabade mittemetallide (Br 2, I 2, N 2, S) väljatõrjumine nende ühenditest

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Cl2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Kloori disproportsioon vees ja leeliste vesilahustes

Iseoksüdatsiooni-iseredutseerimise tulemusena muudetakse osa kloori aatomeid Cl - anioonideks, teised aga positiivses oksüdatsiooniastmes sisalduvad ClO - või ClO 3 - anioonides.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO hüpokloorhape

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

3Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Need reaktsioonid on oluline, kuna need põhjustavad hapniku klooriühendite tootmist:

KClO 3 ja Ca(ClO) 2 - hüpokloritid; KClO 3 - kaaliumkloraat (Berthollet sool).

Kloori koostoime orgaaniliste ainetega

a) vesinikuaatomite asendamine OM-molekulides

b) Cl2 molekulide kinnitumine süsinik-süsinik sidemete katkemise kohta

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

HC≡CH + 2Cl2 → Cl2 HC-CHCl2 1,1,2,2-tetrakloroetaan

Vesinikkloriid ja vesinikkloriidhape

Vesinikkloriid gaas

Füüsiline ja Keemilised omadused

HCl - vesinikkloriid. Rev. T - värvitu. terava lõhnaga gaas, vedeldub üsna kergesti (mp -114°C, bp -85°C). Veevaba HCl nii gaasilises kui ka vedelas olekus on elektrit mittejuhtiv ja keemiliselt inertne metallide, metallioksiidide ja -hüdroksiidide, aga ka paljude teiste ainete suhtes. See tähendab, et vee puudumisel ei avalda vesinikkloriid happelisi omadusi. Ainult väga kõrgetel temperatuuridel reageerib gaasiline HCl metallidega, isegi selliste madala aktiivsusega metallidega nagu Cu ja Ag.
Vähesel määral ilmnevad ka HCl-s sisalduva kloriidaniooni redutseerivad omadused: see oksüdeerub mahu juures fluori toimel. T ja ka kõrgel T (600 °C) katalüsaatorite juuresolekul reageerib hapnikuga pöörduvalt:

2HCl + F2 = Cl2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O

Gaasist HCl-i kasutatakse laialdaselt orgaanilises sünteesis (hüdrokloorimisreaktsioonid).

Omandamise meetodid

1. Süntees lihtainetest:

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Moodustub süsivesinike kloorimise kõrvalsaadusena:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. Laboris saadakse see konts. H 2 SO 4 kloriidide jaoks:

H 2 SO 4 (konts.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (madala kuumutamisega)

H 2 SO 4 (konts.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (väga kõrge kuumutamisega)

HCl vesilahus - tugev hape (vesinikkloriid või vesinikkloriid)

HCl on vees väga hästi lahustuv: mahu juures. 1 liitris H 2 O lahustub ~ 450 liitrit gaasi (lahustumisega kaasneb märkimisväärne soojushulk). Küllastunud lahuse HCl massiosa on 36-37%. Sellel lahusel on väga terav, lämmatav lõhn.

HCl molekulid vees lagunevad peaaegu täielikult ioonideks, st HCl vesilahus on tugev hape.

Vesinikkloriidhappe keemilised omadused

1. Vees lahustatud HCl paljastab kõik üldised omadused happed H + ioonide olemasolu tõttu

HCl → H + + Cl -

Interaktsioon:

a) metallidega (kuni H):

2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2

b) aluseliste ja amfoteersete oksiididega:

2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O

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

c) aluste ja amfoteersete hüdroksiididega:

2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O

3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + ZH2O

d) nõrgemate hapete sooladega:

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

HCl + C6H5ONa = C6H5OH + NaCl

e) ammoniaagiga:

HCl + NH3 = NH4Cl

Reaktsioonid tugevate oksüdeerivate ainetega F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl-anioon oksüdeeritakse vabaks halogeeniks:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Reaktsioonivõrrandid leiate jaotisest "Kloori tootmine". Eriline tähendus on ORR vesinikkloriid- ja lämmastikhappe vahel:

Reaktsioonid orgaaniliste ühenditega

Interaktsioon:

a) amiinidega (orgaaniliste alustena)

R-NH2 + HCl → + Cl -

b) aminohapetega (amfoteersete ühenditena)

Klooroksiidid ja oksohapped

Happelised oksiidid

Happed

soolad

Keemilised omadused

1. Kõik kloorioksohapped ja nende soolad on tugevad oksüdeerivad ained.

2. Peaaegu kõik ühendid lagunevad kuumutamisel molekulisisese oksüdatsiooni-redutseerimise või disproportsiooni tõttu.

Pleegituspulber

Kloor (pleegitav) lubi on hüpokloriti ja kaltsiumkloriidi segu, pleegitava ja desinfitseeriva toimega. Mõnikord peetakse seda segasoola näiteks, mis sisaldab samaaegselt kahe happe anioone:

Javel vesi

Kaaliumkloriidi ja hapokloriti vesilahus KCl + KClO + H 2 O

Arvesse võetakse kloori füüsikalisi omadusi: kloori tihedus, soojusjuhtivus, erisoojus ja dünaamiline viskoossus erinevatel temperatuuridel. Cl 2 füüsikalised omadused on esitatud tabelite kujul selle halogeeni vedela, tahke ja gaasilise oleku kohta.

Kloori põhilised füüsikalised omadused

Kloor kuulub elementide perioodilisuse tabeli kolmanda perioodi VII rühma numbriga 17. See kuulub halogeenide alarühma, selle suhteline aatom- ja molekulmass on vastavalt 35,453 ja 70,906. Temperatuuril üle -30°C on kloor rohekaskollane gaas, millel on iseloomulik tugev ärritav lõhn. See vedeldub kergesti normaalrõhul (1,013 10 5 Pa), jahutatuna temperatuurini -34 °C, ja moodustab läbipaistva merevaigukollase vedeliku, mis tahkub temperatuuril -101 °C.

Vaba kloori kõrge keemilise aktiivsuse tõttu looduses ei esine, vaid see eksisteerib ainult ühendite kujul. Seda leidub peamiselt mineraalhaliidis () ja see on osa ka sellistest mineraalidest nagu silviit (KCl), karnalliit (KCl MgCl 2 6H 2 O) ja silviniit (KCl NaCl). Kloori sisaldus maakoores läheneb 0,02%-le maakoore aatomite koguarvust, kus seda leidub kahe isotoobi 35 Cl ja 37 Cl kujul protsentuaalselt 75,77% 35 Cl ja 24,23% 37 Cl .

Kloori tihedus

Tavatingimustes on kloor raske gaas, mille tihedus on ligikaudu 2,5 korda suurem. Gaasilise ja vedela kloori tihedus normaalsetes tingimustes (0°C juures) on vastavalt 3,214 ja 1468 kg/m3. Vedela või gaasilise kloori kuumutamisel väheneb selle tihedus soojuspaisumisest tingitud mahu suurenemise tõttu.

Kloori gaasi tihedus

Tabelis on näidatud gaasilises olekus kloori tihedus erinevatel temperatuuridel (vahemikus -30 kuni 140°C) ja normaalsel atmosfäärirõhul (1,013·10 5 Pa). Kloori tihedus muutub koos temperatuuriga – kuumutamisel see väheneb. Näiteks, 20°C juures on kloori tihedus 2,985 kg/m3, ja kui selle gaasi temperatuur tõuseb 100 °C-ni, väheneb tiheduse väärtus väärtuseni 2,328 kg/m 3.

Rõhu tõustes suureneb kloori tihedus. Allolevad tabelid näitavad gaasilise kloori tihedust temperatuurivahemikus -40 kuni 140°C ja rõhul 26,6·10 5 kuni 213·10 5 Pa. Rõhu suurenemisega suureneb kloori tihedus gaasilises olekus proportsionaalselt. Näiteks kloori rõhu tõus 53,2·105 Pa-lt 106,4·10 5 Pa-le temperatuuril 10 °C toob kaasa selle gaasi tiheduse kahekordse suurenemise.

Vedela kloori tihedus

Vedel kloor võib eksisteerida suhteliselt kitsas temperatuurivahemikus, mille piirid on miinus 100,5 kuni pluss 144 ° C (st sulamistemperatuurist kriitilise temperatuurini). Temperatuuril üle 144 °C ei muutu kloor ühegi rõhu all vedelaks. Vedela kloori tihedus selles temperatuurivahemikus varieerub vahemikus 1717–573 kg/m3.

Kloori erisoojusmaht

Gaasi kloori erisoojusmahtuvuse C p ühikutes kJ/(kg K) temperatuurivahemikus 0 kuni 1200°C ja normaalsel atmosfäärirõhul saab arvutada järgmise valemi abil:

kus T on kloori absoluutne temperatuur Kelvini kraadides.

Tuleb märkida, et tavatingimustes on kloori erisoojus 471 J/(kg K) ja kuumutamisel suureneb. Soojusmahtuvuse suurenemine temperatuuril üle 500°C muutub tähtsusetuks ja juures kõrged temperatuurid Kloori erisoojusmahtuvus jääb praktiliselt muutumatuks.

Tabelis on toodud kloori erisoojuse arvutamise tulemused ülaltoodud valemi abil (arvutusviga on umbes 1%).

Absoluutsele nullile lähedasel temperatuuril on kloor tahkes olekus ja madala erisoojusmahuga (19 J/(kg K)). Tahke Cl 2 temperatuuri tõustes suureneb selle soojusmahtuvus ja saavutab miinus 143°C juures väärtuse 720 J/(kg K).

Vedela kloori erisoojusmaht on 918...949 J/(kg K) vahemikus 0 kuni -90 kraadi Celsiuse järgi. Tabelist nähtub, et vedela kloori erisoojusmahtuvus on suurem kui gaasilisel klooril ja väheneb temperatuuri tõustes.

Kloori soojusjuhtivus

Tabelis on toodud gaasilise kloori soojusjuhtivuse koefitsientide väärtused normaalsel atmosfäärirõhul temperatuurivahemikus -70 kuni 400°C.

Kloori soojusjuhtivuse koefitsient tavatingimustes on 0,0079 W/(m deg), mis on 3 korda väiksem kui samal temperatuuril ja rõhul. Kloori kuumutamine suurendab selle soojusjuhtivust. Seega tõuseb kloori selle füüsikalise omaduse väärtus temperatuuril 100°C väärtuseni 0,0114 W/(m deg).

Kloori viskoossus

Gaasilise kloori dünaamilise viskoossuse koefitsiendi temperatuurivahemikus 20...500°C saab ligikaudselt arvutada järgmise valemi abil:

kus η T on kloori dünaamilise viskoossuse koefitsient antud temperatuuril T, K;
η T 0 - kloori dünaamilise viskoossuse koefitsient temperatuuril T 0 = 273 K (normaalsetes tingimustes);
C on Sutherlandi konstant (kloori puhul C = 351).

Tavatingimustes on kloori dünaamiline viskoossus 0,0123·10 -3 Pa·s. Kuumutamisel omandavad kloori füüsikalised omadused, näiteks viskoossus, kõrgemad väärtused.

Vedela kloori viskoossus on suurusjärgu võrra kõrgem kui gaasilisel klooril. Näiteks temperatuuril 20°C on vedela kloori dünaamilise viskoossuse väärtus 0,345·10 -3 Pa·s ja see väheneb temperatuuri tõustes.

Allikad:

1. Barkov S. A. Halogeenid ja mangaani alarühm. D. I. Mendelejevi perioodilisuse tabeli VII rühma elemendid. Juhend õpilastele. M.: Haridus, 1976 - 112 lk.
2. Füüsikaliste suuruste tabelid. Kataloog. Ed. akad. I. K. Kikoina. M.: Atomizdat, 1976 - 1008 lk.
3. Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Kloori, seebikivi ja põhiliste klooritoodete valmistamise käsiraamat. Ed. 2., per. ja teised M.: Keemia, 1976 - 440 lk.

Kloor

KLOOR-A; m.[kreeka keelest chlōros – kahvaturoheline] Keemiline element (Cl), terava lõhnaga rohekaskollase värvusega lämmatav gaas (kasutatakse mürgise ja desinfektsioonivahendina). Klooriühendid. Kloori mürgistus.

◁ Kloor (vt).

(lat. Chlorum), perioodilisuse tabeli VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka. Nimi pärineb kreekakeelsest sõnast chlōros – kollakasroheline. Vaba kloor koosneb kaheaatomilistest molekulidest (Cl 2); terava lõhnaga kollakasroheline gaas; tihedus 3,214 g/l; t pl -101 °C; t kip -33,97°C; tavatemperatuuril vedeldub kergesti rõhul 0,6 MPa. Keemiliselt väga aktiivne (oksüdeeriv aine). Peamised mineraalid on haliit (kivisool), silviit, biskofiit; merevesi sisaldab naatriumi, kaaliumi, magneesiumi ja muid elemente. Neid kasutatakse kloori sisaldavate orgaaniliste ühendite (60-75%), anorgaaniliste ainete (10-20%) tootmisel, tselluloosi ja kangaste pleegitamiseks (5-15%), sanitaarvajadusteks ja vee desinfitseerimiseks (kloorimiseks) . Mürgine.

KLOOR (lat. Chlorum), Cl (loe “kloor”), keemiline element aatomnumbriga 17, aatommass 35,453. Vabal kujul on see kollakasroheline raske gaas, millel on terav lämmatav lõhn (sellest ka nimi: kreeka kloros - kollakasroheline).
Looduslik kloor on kahe nukliidi segu (cm. NUKLIID) massinumbritega 35 (75,77 massiprotsenti) ja 37 (24,23%). Välise elektronkihi 3 konfiguratsioon s 2 lk 5 . Ühendites on sellel peamiselt oksüdatsiooniastmed –1, +1, +3, +5 ja +7 (valentsid I, III, V ja VII). (cm. Asub Mendelejevi perioodilise elementide tabeli VIIA rühma kolmandas perioodis, kuulub halogeenide hulka..
HALOGEEN)
Neutraalse klooriaatomi raadius on 0,099 nm, ioonraadiused on vastavalt (sulgudes on märgitud koordinatsiooninumbri väärtused): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) ja Clr 7+ 0,022 nm (3) ja 0,041 nm (6). Neutraalse klooriaatomi järjestikused ionisatsioonienergiad on vastavalt 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 ja 114,3 eV. Elektronide afiinsus 3,614 eV. Paulingi skaala järgi on kloori elektronegatiivsus 3,16.
Avastamise ajalugu
Kloori tähtsaim keemiline ühend – lauasool (keemiline valem NaCl, keemiline nimetus naatriumkloriid) on inimesele teada juba iidsetest aegadest. On tõendeid, et lauasoola ekstraheeriti Liibüas juba 3-4 tuhat aastat eKr. Võimalik, et erinevateks manipulatsioonideks lauasoola kasutades puutusid alkeemikud kokku ka kloorigaasiga. "Metallide kuninga" - kulla - lahustamiseks kasutasid nad "regia viina" - vesinikkloriid- ja lämmastikhapete segu, mille koostoimel vabaneb kloor. (cm. Esimest korda sai kloori gaasi ja kirjeldas seda üksikasjalikult Rootsi keemik K. Scheele SCHEELE Karl Wilhelm) (cm. aastal 1774. Ta kuumutas vesinikkloriidhapet mineraalpürolusiidiga PÜROLUSIIT) (cm. MnO 2 ja täheldati terava lõhnaga kollakasrohelise gaasi eraldumist. Kuna neil päevil domineeris flogistoni teooria Scheele pidas uut gaasi "deflogistoniseeritud vesinikkloriidhappeks", st vesinikkloriidhappe oksiidiks (oksiidiks). A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) pidas gaasi elemendi "muria" oksiidiks (vesinikkloriidhapet nimetati murihappeks, ladina keelest muria - soolvesi). Esimesena jagas sama seisukohta inglise teadlane G. Davy (cm. DAVY Humphrey), kes kulutas palju aega "muriumoksiidi" lagundamisele lihtsateks aineteks. Ta ebaõnnestus ja 1811. aastaks jõudis Davy järeldusele, et see gaas on lihtne aine ja sellele vastab keemiline element. Davy oli esimene, kes soovitas seda gaasi kollakasrohelise värvuse järgi nimetada klooriks. Nime "kloor" andis elemendile 1812. aastal prantsuse keemik J. L. Gay-Lussac. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); see on aktsepteeritud kõigis riikides peale Suurbritannia ja USA, kus on säilinud Davy kasutusele võetud nimi. Seda elementi soovitati nimetada halogeeniks (st soola tootvaks), kuid aja jooksul sai see kõigi VIIA rühma elementide üldnimetuseks.
Looduses olemine
Kloori sisaldus maakoores on 0,013 massiprotsenti, seda esineb märgatavas kontsentratsioonis Cl – ioonina. merevesi(keskmiselt umbes 18,8 g/l). Keemiliselt on kloor väga aktiivne ja seetõttu ei esine looduses vabal kujul. See on osa sellistest mineraalidest, mis moodustavad suuri ladestusi, nagu laua- või kivisool (haliit (cm. HALITE)) NaCl, karnalliit (cm. KARNALLIIT) KCl MgCl2 6H21O, sylviin (cm. SYLVIN) KCl, silviniit (Na, K)Cl, kainiit (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2O, biskofiit (cm. BISCHOFIT) MgCl 2 · 6H 2 O ja paljud teised. Kloori võib leida erinevatest kivimitest ja pinnasest.
Kviitung
Gaasi kloori saamiseks kasutatakse NaCl tugeva vesilahuse elektrolüüsi (mõnikord kasutatakse KCl). Elektrolüüs viiakse läbi katioonivahetusmembraani abil, mis eraldab katoodi ja anoodi ruumid. Veelgi enam, protsessi tõttu
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
saadakse korraga kolm väärtuslikku keemiaprodukti: anoodil kloor, katoodil vesinik (cm. VESINIK), ja elektrolüsaatorisse koguneb leelis (1,13 tonni NaOH iga tonni toodetud kloori kohta). Kloori tootmine elektrolüüsi teel nõuab suures koguses elektrit: 1 tonni kloori tootmiseks kulub 2,3–3,7 MW.
Laboris kloori saamiseks kasutavad nad kontsentreeritud vesinikkloriidhappe reaktsiooni mis tahes tugeva oksüdeeriva ainega (kaaliumpermanganaat KMnO 4, kaaliumdikromaat K 2 Cr 2 O 7, kaaliumkloraat KClO 3, valgendi CaClOCl, mangaan (IV) 2 oksiid MnO ). Nendel eesmärkidel on kõige mugavam kasutada kaaliumpermanganaati: sel juhul toimub reaktsioon kuumutamata:
2KMnO4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.
Vajadusel transporditakse veeldatud (rõhu all) kloori raudteetsisternides või terassilindrites. Klooriballoonidel on spetsiaalne märgistus, kuid ka ilma selleta saab klooriballooni kergesti eristada muude mittetoksiliste gaasidega balloonidest. Klooriballoonide põhi on poolkerakujuline ja vedela klooriga silindrit ei saa ilma toeta vertikaalselt asetada.
Füüsilised ja keemilised omadused
Tavatingimustes on kloor kollakasroheline gaas, gaasi tihedus 25°C juures on 3,214 g/dm 3 (umbes 2,5 korda suurem õhu tihedusest). Tahke kloori sulamistemperatuur on –100,98°C, keemistemperatuur –33,97°C. Elektroodi standardpotentsiaal Cl 2 /Cl - vesilahuses on +1,3583 V.
Vabas olekus eksisteerib see kaheaatomiliste Cl 2 molekulide kujul. Tuumadevaheline kaugus selles molekulis on 0,1987 nm. Cl 2 molekuli elektronafiinsus on 2,45 eV, ionisatsioonipotentsiaal 11,48 eV. Cl 2 molekulide aatomiteks dissotsiatsioonienergia on suhteliselt madal ja ulatub 239,23 kJ/mol.
Kloor lahustub vees vähe. Temperatuuril 0 °C on lahustuvus 1,44 massiprotsenti, 20 °C - 0,711 °C massi järgi, 60 °C juures - 0,323 massiprotsenti. %. Kloori lahust vees nimetatakse klooriveeks. Klooriga vees saavutatakse tasakaal:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Selle tasakaalu nihutamiseks vasakule, st kloori vees lahustuvuse vähendamiseks tuleks vette lisada kas naatriumkloriidi NaCl või mõnda mittelenduvat tugevat hapet (näiteks väävelhapet).
Kloor lahustub hästi paljudes mittepolaarsetes vedelikes. Vedel kloor ise toimib selliste ainete nagu BCl 3, SiCl 4, TiCl 4 lahustina.
Tänu Cl 2 molekulide madalale dissotsiatsioonienergiale aatomiteks ja klooriaatomi kõrgele elektronafiinsusele on kloor keemiliselt väga aktiivne. See reageerib vahetult enamiku metallidega (sh näiteks kullaga) ja paljude mittemetallidega. Niisiis reageerib kloor ilma kuumutamiseta leelisega (cm. LEELISELT METALLID) ja leelismuldmetallid (cm. LEELISMULDMETALLID), antimoniga:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Kuumutamisel reageerib kloor alumiiniumiga:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
ja raud:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Kloor reageerib vesinikuga H2 kas süttimisel (vesiniku atmosfääris põleb kloor vaikselt) või kloori ja vesiniku segu kiiritamisel ultraviolettvalgusega. Sel juhul ilmub vesinikkloriidgaas HCl:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Vesinikkloriidi lahust vees nimetatakse vesinikkloriidhappeks (cm. VESINIKKLORIIDHAPE)(vesinikkloriidhape. Vesinikkloriidhappe maksimaalne massikontsentratsioon on umbes 38%. Vesinikkloriidhappe soolad - kloriidid (cm. KLORIID) näiteks ammooniumkloriid NH 4 Cl, kaltsiumkloriid CaCl 2, baariumkloriid BaCl 2 ja teised. Paljud kloriidid lahustuvad vees hästi. Hõbekloriid AgCl on vees ja happelistes vesilahustes praktiliselt lahustumatu. Kvalitatiivne reaktsioon kloriidioonide esinemisele lahuses on valge AgCl sademe moodustumine Ag + ioonidega, mis on lämmastikhappekeskkonnas praktiliselt lahustumatu:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
Toatemperatuuril reageerib kloor väävliga (tekib nn väävelmonokloriid S 2 Cl 2) ja fluoriga (tekivad ühendid ClF ja ClF 3). Kuumutamisel interakteerub kloor fosforiga (olenevalt reaktsioonitingimustest tekivad ühendid PCl 3 või PCl 5), arseeni, boori ja muude mittemetallidega. Kloor ei reageeri otseselt hapniku, lämmastiku, süsinikuga (nende elementidega saadakse palju klooriühendeid kaudselt) ja inertgaasidega ( Hiljuti teadlased on leidnud viise selliste reaktsioonide aktiveerimiseks ja nende "otse" läbiviimiseks. Teiste halogeenidega moodustab kloor interhalogeenseid ühendeid, näiteks väga tugevaid oksüdeerivaid aineid - fluoriide ClF, ClF 3, ClF 5. Kloori oksüdeerimisvõime on suurem kui broomil, seega tõrjub kloor bromiidilahustest välja bromiidioonid, näiteks:
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
Kloor läbib asendusreaktsioonid paljude orgaaniliste ühenditega, näiteks metaaniga CH4 ja benseeniga C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl või C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Kloori molekul on võimeline kinnituma mitme sideme (kaksik- ja kolmikside) kaudu orgaaniliste ühenditega, näiteks etüleeniga C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
Kloor interakteerub leeliste vesilahustega. Kui reaktsioon toimub toatemperatuuril, moodustub kloriid (näiteks kaaliumkloriid KCl) ja hüpoklorit (cm. HÜPOKLORIIDID)(näiteks kaaliumhüpoklorit KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Kui kloor interakteerub kuuma (temperatuur umbes 70-80 °C) leeliselahusega, moodustub vastav kloriid ja kloraat. (cm. KLORAADID), Näiteks:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O.
Kui kloor interakteerub kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH) 2 märja lobriga, moodustub pleegitus (cm. pleegituspulber)(“pleegitaja”) CaClOCl.
Kloori oksüdatsiooniaste +1 vastab nõrgale, ebastabiilsele hüpokloorhappele (cm. hüpokloorhape) HClO. Selle soolad on hüpokloritid, näiteks NaClO - naatriumhüpoklorit. Hüpokloritid on tugevad oksüdeerivad ained ja neid kasutatakse laialdaselt pleegitus- ja desinfitseerimisainetena. Kui hüpokloritid, eriti valgendi, interakteeruvad süsinikdioksiidiga CO 2, moodustub muude toodete hulgas lenduv hüpokloorhape. (cm. hüpokloorhape), mis võib lagunedes vabastada klooroksiidi (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Just selle gaasi Cl 2 O lõhn on valgendile iseloomulik lõhn.
Kloori oksüdatsiooniaste +3 vastab madala stabiilse keskmise tugevusega happele HClO 2. Seda hapet nimetatakse kloorhappeks, selle sooli nimetatakse kloriitideks (cm. KLORIIDID (soolad) näiteks NaClO 2 - naatriumklorit.
Kloori oksüdatsiooniaste +4 vastab ainult ühele ühendile - kloordioksiidile ClO 2.
Kloori oksüdatsiooniaste +5 vastab tugevale, stabiilsele ainult vesilahustes, mille kontsentratsioon on alla 40%, perkloorhape (cm. hüpokloorhape) HClO 3. Selle soolad on kloraadid, näiteks kaaliumkloraat KClO 3.
Kloori oksüdatsiooniaste +6 vastab ainult ühele ühendile - kloortrioksiidile ClO 3 (esileb dimeerina Cl 2 O 6).
Kloori oksüdatsiooniaste +7 vastab väga tugevale ja üsna stabiilsele perkloorhappele (cm. PERKLORHAPE) HClO4. Selle soolad on perkloraadid (cm. PERKLORAADID) näiteks ammooniumperkloraat NH 4 ClO 4 või kaaliumperkloraat KClO 4. Tuleb märkida, et raskete leelismetallide perkloraadid - kaalium ja eriti rubiidium ja tseesium - lahustuvad vees vähe. Kloori oksüdatsiooniastmele vastav oksiid on +7 - Cl 2 O 7.
Positiivses oksüdatsiooniastmes kloori sisaldavate ühendite hulgas on hüpokloritid tugevaimad oksüdeerivad omadused. Perkloraatidele ei ole oksüdeerivad omadused iseloomulikud.
Rakendus
Kloor on keemiatööstuse üks olulisemaid tooteid. Selle ülemaailmne toodang ulatub kümnete miljonite tonnideni aastas. Kloori kasutatakse desinfitseerimis- ja pleegitusainete (naatriumhüpoklorit, valgendi jt), vesinikkloriidhappe, paljude metallide ja mittemetallide kloriidide, paljude plastide (polüvinüülkloriid) tootmiseks. (cm. POLÜVINÜÜLKLORIID) ja teised), kloori sisaldavad lahustid (dikloroetaan CH 2 ClCH 2 Cl, süsiniktetrakloriid CCl 4 jne), maakide avamiseks, metallide eraldamiseks ja puhastamiseks jne. Kloori kasutatakse vee desinfitseerimiseks (kloorimine (cm. KLORIERIMINE)) ja paljudel muudel eesmärkidel.
Bioloogiline roll
Kloor on üks olulisemaid biogeenseid elemente (cm. BIOGEENSED ELEMENDID) ja on osa kõigist elusorganismidest. Mõned taimed, nn halofüüdid, ei ole võimelised kasvama ainult väga soolases pinnases, vaid koguvad endasse ka suures koguses kloriide. On teada mikroorganismid (halobakterid jne) ja loomad, kes elavad kõrge soolsusega tingimustes. Kloor on loomade ja inimeste vee-soola ainevahetuse üks peamisi elemente, mis määrab keha kudedes toimuvad füüsikalised ja keemilised protsessid. Ta osaleb happe-aluse tasakaalu säilitamises kudedes, osmoregulatsioonis (cm. OSMOREGULATSIOON)(kloor on peamine osmootselt aktiivne aine veres, lümfis ja teistes kehavedelikes), olles peamiselt väljaspool rakke. Taimedes osaleb kloor oksüdatiivsetes reaktsioonides ja fotosünteesis.
Inimese lihaskoes on 0,20-0,52% kloori, luukoes - 0,09%; veres - 2,89 g/l. Keskmise inimese kehas (kehakaal 70 kg) on ​​95 g kloori. Iga päev saab inimene toiduga 3-6 g kloori, mis katab enam kui selle elemendi vajaduse.
Klooriga töötamise omadused
Kloor on mürgine lämmatav gaas, kui see satub kopsudesse, põhjustab see kopsukoe põletusi ja lämbumist. Sellel on hingamisteid ärritav toime kontsentratsioonil õhus umbes 0,006 mg/l. Kloor oli üks esimesi keemilisi mürke (cm. MÜRGISED AINED), mida Saksamaa kasutas Esimeses maailmasõda. Klooriga töötamisel tuleb kasutada kaitseriietust, gaasimaski ja kindaid. Peal lühikest aega Hingamisorganeid saate kaitsta kloori sattumise eest naatriumsulfit Na 2 SO 3 või naatriumtiosulfaadi Na 2 S 2 O 3 lahuses niisutatud riidest sidemega. Kloori maksimaalne lubatud sisaldus tööruumide õhus on 1 mg/m 3, asustatud alade õhus 0,03 mg/m 3.

entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .

Vaadake, mis on "kloor" teistes sõnaraamatutes:

Kloor, eh... Vene sõnarõhk

kloor- kloor ja... Vene õigekirjasõnaraamat

kloor- kloor/... Morfeemilise õigekirja sõnastik

- (Kreeka kloros rohekaskollane). Keemiliselt lihtne, gaasiline keha, värvuselt rohekaskollane, terava, ärritava lõhnaga, millel on omadus muuta taimset värvi. Sõnastik võõrsõnad, sisaldub vene keeles... Vene keele võõrsõnade sõnastik

- (sümbol C1), laialt levinud mittemetalliline element, üks HALOGEENIDE (perioodilisuse tabeli seitsmenda rühma elemendid), avastati esmakordselt 1774. aastal. See on osa lauasoolast (NaCl). Kloor on rohekaskollane..... Teaduslik ja tehniline entsüklopeediline sõnastik

KLOOR- KLOOR, C12, keemiline. element, aatomnumber 17, aatommass 35,457. Olles III perioodi VII rühmas, on klooriaatomitel 7 välist elektroni, mille tõttu X käitub nagu tüüpiline monovalentne metalloid. X. jagatud isotoopideks aatomiga... ... Suur meditsiiniline entsüklopeedia

Kloor- saadakse tavaliselt leelismetallikloriidide, eriti naatriumkloriidi elektrolüüsil. Kloor on rohekaskollane lämmatav söövitav gaas, mis on õhust 2,5 korda tihedam, vees vähelahustuv ja kergesti veeldav. Tavaliselt transporditakse... Ametlik terminoloogia

Kloor- (kloor), Cl, perioodilisuse tabeli VII rühma keemiline element, aatomnumber 17, aatommass 35,453; viitab halogeenidele; kollakasroheline gaas, keemistemperatuur 33,97°C. Kasutatakse polüvinüülkloriidi, kloropreenkummi,... ... Illustreeritud entsüklopeediline sõnaraamat

KLOOR, kloor, pl. ei, abikaasa (kreeka keelest chloros green) (keemiline). Kasutatud keemiline element, lämmatav gaas. tehnikas, kanalisatsioonis desinfektsioonivahendina ja sõjapidamises mürgise ainena. Ušakovi seletav sõnaraamat. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Ušakovi seletav sõnaraamat

Kloor... Keeruliste sõnade algusosa, mis tutvustab järgmiste sõnade tähendust: kloor, kloriid (kloororgaaniline, kloroatsetoon, klorobenseen, klorometaan jne). Efraimi seletav sõnaraamat. T. F. Efremova. 2000... Efremova kaasaegne vene keele seletav sõnaraamat

Raamatud

• Vene teater või Täielik kogu vene teatriteostest. Osa 24. Ooperid: Guardian Professor. - I. Knjažnin. Ebaõnn vankrilt. - Dushinka rõõm. - Madruse naljad. - . Kloor Tsarevitš, ,. Raamat on 1786. aasta kordustrükk. Vaatamata sellele, et väljaande algse kvaliteedi taastamiseks on tehtud tõsist tööd, võivad mõned leheküljed...

Kloor(kreeka keelest χλωρ?ς - "roheline") - seitsmenda rühma põhialarühma element, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisustabeli kolmas periood, aatomnumbriga 17. Tähistatakse sümboliga Cl(lat. Kloor). Keemiliselt aktiivne mittemetall. See kuulub halogeenide rühma (algselt kasutas saksa keemik Schweiger nimetust "halogeen" kloori kohta [halogeen tõlgitakse sõna otseses mõttes soolaks), kuid see ei hakanud levima ja sai hiljem VII rühma jaoks tavaliseks. elementide, sealhulgas kloori).

Lihtaine kloor (CAS number: 7782-50-5) on tavatingimustes kollakasrohelist värvi terava lõhnaga mürgine gaas. Kloori molekul on kaheaatomiline (valem Cl 2).

Kloori avastamise ajalugu

Gaasilise veevaba vesinikkloriidi kogus esmakordselt J. Prisley 1772. aastal. (üle vedela elavhõbeda). Kloori hankis esmakordselt 1774. aastal Scheele, kes kirjeldas selle vabanemist pürolusiidi ja vesinikkloriidhappe koosmõjul oma pürolusiidi traktaadis:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Scheele märkis ära kloori lõhna, mis sarnaneb aqua regia omaga, selle võimet reageerida kulla ja kinaveriga ning pleegitavaid omadusi.

Scheele pakkus aga vastavalt tol ajal keemias domineerinud flogistoni teooriale, et kloor on deflogisteeritud vesinikkloriidhape, see tähendab vesinikkloriidhappe oksiid. Berthollet ja Lavoisier väitsid, et kloor on elemendi oksiid Muria katsed seda isoleerida jäid aga edutuks kuni Davy tööni, kellel õnnestus lauasool elektrolüüsi teel naatriumiks ja klooriks lagundada.

Levik looduses

Looduses leidub kahte kloori isotoopi: 35 Cl ja 37 Cl. Maakoores on kõige levinum halogeen kloor. Kloor on väga aktiivne - see ühendab otseselt peaaegu kõigi perioodilisuse tabeli elementidega. Seetõttu leidub seda looduses ainult ühendite kujul mineraalides: haliit NaCl, silviit KCl, silviniit KCl NaCl, biskofiit MgCl 2 6H2O, karnalliit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainiit KCl MgSO O 4 3H2 Suurimad. kloorivarud sisalduvad merede ja ookeanide vete soolades (merevee sisaldus on 19 g/l). Kloor moodustab 0,025% maakoore aatomite koguarvust, kloori clarke'i arv on 0,017% ja inimkeha sisaldab 0,25% massi järgi klooriioone. Inimeste ja loomade kehas leidub kloori peamiselt rakkudevahelistes vedelikes (sh veres) ja mängudes. oluline roll osmootsete protsesside reguleerimisel, samuti närvirakkude tööga seotud protsessides.

Füüsikalised ja füüsikalis-keemilised omadused

Tavatingimustes on kloor kollakasroheline lämmatava lõhnaga gaas. Mõned selle füüsikalised omadused on toodud tabelis.

Mõned kloori füüsikalised omadused

Kloorgaas vedeldub suhteliselt kergesti. Alates rõhust 0,8 MPa (8 atmosfääri) on kloor vedel juba toatemperatuuril. Jahutades temperatuurini –34 °C, muutub kloor ka normaalsel atmosfäärirõhul vedelaks. Vedel kloor on kollakasroheline vedelik, mis on väga söövitav (molekulide suure kontsentratsiooni tõttu). Rõhu tõstmisega on võimalik saavutada vedela kloori olemasolu temperatuurini +144 °C (kriitiline temperatuur) kriitilisel rõhul 7,6 MPa.

Temperatuuridel alla –101 °C kristalliseerub vedel kloor ruumirühmaga ortorombseks võreks Cmca ja parameetrid a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Alla 100 K muutub kristalse kloori ortorombiline modifikatsioon tetragonaalseks, omades ruumirühma P4 2/ncm ja võre parameetrid a=8,56 Å ja c=6,12 Å.

Lahustuvus

Kloori molekuli dissotsiatsiooniaste Cl 2 → 2Cl. 1000 K juures on see 2,07 × 10 −4% ja 2500 K juures 0,909%.

Lõhna tajumise lävi õhus on 0,003 (mg/l).

Elektrijuhtivuse poolest kuulub vedel kloor tugevamate isolaatorite hulka: see juhib voolu peaaegu miljard korda halvemini kui destilleeritud vesi ja 10 22 korda halvemini kui hõbe. Heli kiirus klooris on umbes poolteist korda väiksem kui õhus.

Keemilised omadused

Elektronkihi struktuur

Klooriaatomi valentsitase sisaldab 1 paaritut elektroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, seega on klooriaatomi valents 1 väga stabiilne. Kuna klooriaatomis on hõivamata d-alataseme orbitaal, võib klooriaatomil olla teisi valentse. Aatomi ergastatud olekute moodustumise skeem:

Tuntud on ka klooriühendid, milles klooriaatomi valents on formaalselt 4 ja 6, näiteks ClO 2 ja Cl 2 O 6. Need ühendid on aga radikaalid, mis tähendab, et neil on üks paaritu elektron.

Koostoime metallidega

Kloor reageerib otse peaaegu kõigi metallidega (mõnedega ainult niiskuse juuresolekul või kuumutamisel):

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

Koostoime mittemetallidega

Mittemetallidega (va süsinik, lämmastik, hapnik ja inertgaasid) moodustab see vastavad kloriidid.

Valguses või kuumutamisel reageerib see radikaalmehhanismi järgi aktiivselt (mõnikord plahvatuslikult) vesinikuga. Kloori ja vesiniku segud, mis sisaldavad 5,8–88,3% vesinikku, plahvatavad kiiritamisel, moodustades vesinikkloriidi. Väikestes kontsentratsioonides kloori ja vesiniku segu põleb värvitu või kollakasrohelise leegiga. Maksimaalne temperatuur vesinikkloori leek 2200 °C.:

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

Hapnikuga moodustab kloor oksiide, milles selle oksüdatsiooniaste on +1 kuni +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Neil on terav lõhn, need on termiliselt ja fotokeemiliselt ebastabiilsed ning kalduvad plahvatusohtlikule lagunemisele.

Reageerimisel fluoriga ei moodustu mitte kloriid, vaid fluoriid:

Cl 2 + 3F 2 (nt) → 2ClF 3

Muud omadused

Kloor tõrjub broomi ja joodi nende ühenditest vesiniku ja metallidega välja:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl

Süsinikmonooksiidiga reageerimisel moodustub fosgeen:

Cl 2 + CO → COCl 2

Vees või leelises lahustatuna kloor dismuteerub, moodustades hüpokloor- (ja kuumutamisel perkloorhapet) ja vesinikkloriidhapet või nende sooli:

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

Kuiva kaltsiumhüdroksiidi kloorimisel tekib pleegitus:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Kloori mõju ammoniaagile, lämmastiktrikloriidile võib saada:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

Kloori oksüdeerivad omadused

Kloor on väga tugev oksüdeerija.

Cl2 + H2S → 2HCl + S

Reaktsioonid orgaaniliste ainetega

Küllastunud ühenditega:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H5CI + HCl

Kinnitub mitme sideme kaudu küllastumata ühenditega:

CH2 =CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

Aromaatsed ühendid asendavad vesinikuaatomi katalüsaatorite (näiteks AlCl 3 või FeCl 3) juuresolekul klooriga:

C6H6 + Cl2 → C6H5CI + HCl

Omandamise meetodid

Tööstuslikud meetodid

Algselt põhines tööstuslik kloori tootmise meetod Scheele meetodil, see tähendab pürolusiidi reaktsioonil vesinikkloriidhappega:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

1867. aastal töötas Deacon välja meetodi kloori tootmiseks vesinikkloriidi katalüütilise oksüdeerimise teel atmosfäärihapnikuga. Deaconi protsessi kasutatakse praegu kloori eraldamiseks vesinikkloriidist, mis on orgaaniliste ühendite tööstusliku kloorimise kõrvalsaadus.

4HCl + O2 → 2H2O + 2Cl2

Tänapäeval toodetakse kloori tööstuslikus mastaabis koos naatriumhüdroksiidi ja vesinikuga lauasoola lahuse elektrolüüsi teel:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anood: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Katood: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −

Kuna vee elektrolüüs toimub paralleelselt naatriumkloriidi elektrolüüsiga, saab üldvõrrandit väljendada järgmiselt:

1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2

Kloori tootmiseks kasutatakse kolme elektrokeemilise meetodi varianti. Kaks neist on elektrolüüs tahke katoodiga: membraani- ja membraanmeetodid, kolmas on elektrolüüs vedela elavhõbekatoodiga (elavhõbeda tootmismeetod). Elektrokeemiliste tootmismeetodite hulgas on kõige lihtsam ja mugavam meetod elektrolüüs elavhõbekatoodiga, kuid see meetod põhjustab olulist kahju keskkond metallilise elavhõbeda aurustumise ja lekke tagajärjel.

Tahketoodiga membraanmeetod

Elektrolüüsi õõnsus on jagatud poorse asbesti vaheseinaga - membraaniga - katood- ja anoodiruumideks, kus asuvad vastavalt elektrolüüsi katood ja anood. Seetõttu nimetatakse sellist elektrolüüsi sageli membraaniks ja tootmismeetodiks on diafragma elektrolüüs. Küllastunud anolüüdi (NaCl lahus) vool siseneb pidevalt membraani elektrolüüsi anoodiruumi. Elektrokeemilise protsessi tulemusena eraldub haliidi lagunemisel anoodil kloor ja vee lagunemisel katoodil vesinik. Sel juhul on katoodilähedane tsoon rikastatud naatriumhüdroksiidiga.

Membraanmeetod tahketoodiga

Membraanmeetod on sisuliselt sarnane membraanimeetodiga, kuid anoodi- ja katoodiruumid eraldab katioonvahetuspolümeermembraan. Membraani tootmismeetod on tõhusam kui membraani meetod, kuid seda on raskem kasutada.

Elavhõbeda meetod vedelkatoodiga

Protsess viiakse läbi elektrolüütilises vannis, mis koosneb elektrolüsaatorist, lagundajast ja elavhõbedapumbast, mis on omavahel ühendatud side kaudu. Elektrolüütilises vannis ringleb elavhõbe elavhõbedapumba toimel, läbides elektrolüüsi ja lagundaja. Elektrolüsaatori katood on elavhõbeda vool. Anoodid – grafiit või vähekuluvad. Koos elavhõbedaga voolab elektrolüsaatorist pidevalt läbi anolüüdi vool, naatriumkloriidi lahus. Kloriidi elektrokeemilise lagunemise tulemusena tekivad anoodil kloori molekulid ja katoodil eralduv naatrium lahustub elavhõbedas, moodustades amalgaami.

Laboratoorsed meetodid

Laborites toodetakse kloori tavaliselt protsesside abil, mis põhinevad vesinikkloriidi oksüdeerimisel tugevate oksüdeerivate ainetega (näiteks mangaan(IV)oksiid, kaaliumpermanganaat, kaaliumdikromaat):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8H2OK 2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Kloori ladustamine

Toodetud kloor ladustatakse spetsiaalsetes "paakides" või pumbatakse kõrgsurvega terassilindritesse. Surve all oleva vedela klooriga balloonidel on eriline värv - soovärv. Tuleb märkida, et klooriballoonide pikaajalisel kasutamisel koguneb neisse äärmiselt plahvatusohtlik lämmastiktrikloriid ja seetõttu tuleb aeg-ajalt klooriballoone regulaarselt pesta ja lämmastikkloriidist puhastada.

Kloori kvaliteedistandardid

Vastavalt standardile GOST 6718-93 “Vedel kloor. Tehnilised kirjeldused" toodetakse järgmisi kloori klasse

Rakendus

Kloori kasutatakse paljudes tööstusharudes, teaduses ja majapidamisvajadustes:

• Polüvinüülkloriidi, plastiühendite, sünteetilise kummi tootmisel, millest valmistatakse: traadi isolatsioon, aknaprofiilid, pakkematerjalid, riided ja jalanõud, linoleum ja grammofoniplaadid, lakid, seadmed ja vahtplast, mänguasjad, instrumentide osad, ehitusmaterjalid . Polüvinüülkloriid saadakse vinüülkloriidi polümerisatsioonil, mida tänapäeval toodetakse kõige sagedamini etüleenist kloori tasakaalustatud meetodil vaheühendi 1,2-dikloroetaani kaudu.
• Kloori pleegitusomadused on teada juba ammu, kuigi “pleegitab” mitte kloor ise, vaid aatomhapnik, mis tekib hüpokloorhappe lagunemisel: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Seda kangaste, paberi, papi pleegitamise meetodit on kasutatud juba mitu sajandit.
• Kloororgaaniliste insektitsiidide tootmine – ained, mis tapavad põllukultuuridele kahjulikke putukaid, kuid on taimedele ohutud. Märkimisväärne osa toodetud kloorist kulub taimekaitsevahendite saamiseks. Üks tähtsamaid insektitsiide on heksaklorotsükloheksaan (tihti nimetatakse seda heksakloraaniks). Seda ainet sünteesis esmakordselt 1825. aastal Faraday, kuid praktilise rakenduse leidis see alles rohkem kui 100 aastat hiljem – kahekümnenda sajandi 30ndatel.
• Seda kasutati keemilise sõjaainena, samuti muude keemiliste sõjavahendite tootmiseks: sinepigaas, fosgeen.
• Vee desinfitseerimiseks - "kloorimine". Kõige tavalisem joogivee desinfitseerimise meetod; põhineb vaba kloori ja selle ühendite võimel pärssida redoksprotsesse katalüüsivate mikroorganismide ensüümsüsteeme. Joogivee desinfitseerimiseks kasutatakse kloori, kloordioksiidi, kloramiini ja valgendit. SanPiN 2.1.4.1074-01 kehtestab järgmised piirangud (koridor) vaba jääkkloori lubatud sisaldusele joogivesi tsentraliseeritud veevarustus 0,3 - 0,5 mg/l. Mitmed Venemaa teadlased ja isegi poliitikud kritiseerivad kraanivee kloorimise kontseptsiooni, kuid ei suuda pakkuda alternatiivi klooriühendite desinfitseerivale järelmõjule. Materjalid, millest veetorud on valmistatud, interakteeruvad erinevalt klooritud kraaniveega. Kraanivees sisalduv vaba kloor vähendab oluliselt polüolefiinipõhiste torustike kasutusiga: erinevat tüüpi polüetüleentorud, sealhulgas ristseotud polüetüleen, tuntud ka kui PEX (PE-X). USA-s olid nad sunnitud klooritud veega veevarustussüsteemides kasutatavate polümeermaterjalidest torujuhtmete vastuvõtmiseks vastu võtma kolm standardit: ASTM F2023 ristseotud polüetüleenist (PEX) torude ja kuuma klooritud vee kohta, ASTM F2263 kõigi polüetüleentorude ja klooritud vee puhul ning ASTM F2330, mida kasutatakse mitmekihiliste (metallpolümeer) torude ja kuuma klooritud vee puhul. Vastupidavuse osas klooritud veega suhtlemisel näitavad vasest veetorud positiivseid tulemusi.
• Toiduainetööstuses registreeritud toidu lisaainena E925.
• Vesinikkloriidhappe, valgendi, bertoliitsoola, metallkloriidide, mürkide, ravimite, väetiste keemilisel tootmisel.
• Metallurgias puhaste metallide tootmiseks: titaan, tina, tantaal, nioobium.
• Päikese neutriinode indikaatorina kloori-argooni detektorites.

Paljud arenenud riigid püüavad piirata kloori kasutamist igapäevaelus, sealhulgas seetõttu, et kloori sisaldavate jäätmete põletamisel tekib märkimisväärne kogus dioksiine.

Bioloogiline roll

Kloor on üks olulisemaid biogeenseid elemente ja on osa kõigist elusorganismidest.

Loomadel ja inimestel osalevad kloriidioonid osmootse tasakaalu säilitamises. See seletab tema ühist osalemist naatriumi- ja kaaliumiioonidega pideva osmootse rõhu loomisel ja vee-soola ainevahetuse reguleerimisel. GABA (neurotransmitter) mõjul avaldavad klooriioonid neuroneid inhibeerivat toimet, vähendades aktsioonipotentsiaali. Klooriioonid loovad maos soodsa keskkonna maomahla proteolüütiliste ensüümide toimimiseks. Kloriidikanalid esinevad paljudes rakutüüpides, mitokondriaalsetes membraanides ja skeletilihastes. Need kanalid täidavad olulisi funktsioone vedeliku mahu reguleerimisel, transepiteliaalsete ioonide transpordil ja membraanipotentsiaalide stabiliseerimisel ning on seotud raku pH säilitamisega. Kloor koguneb vistseraalsesse kudedesse, nahasse ja skeletilihastesse. Kloor imendub peamiselt jämesooles. Kloori imendumine ja eritumine on tihedalt seotud naatriumioonide ja vesinikkarbonaatidega ning vähemal määral mineralokortikoidide ja Na + /K + -ATPaasi aktiivsusega. 10-15% kogu kloorist koguneb rakkudesse, millest 1/3 kuni 1/2 on punastes verelibledes. Umbes 85% kloorist leidub rakuvälises ruumis. Kloor eritub organismist peamiselt uriiniga (90-95%), väljaheitega (4-8%) ja naha kaudu (kuni 2%). Kloori eritumine on seotud naatriumi- ja kaaliumiioonidega ning vastastikku HCO 3 − (happe-aluse tasakaal).

Inimene tarbib 5-10 g NaCl päevas. Inimese minimaalne vajadus kloori järele on umbes 800 mg päevas. Beebi saab vajaliku koguse kloori emapiimaga, mis sisaldab kloori 11 mmol/l. NaCl on vajalik soolhappe tootmiseks maos, mis soodustab seedimist ja hävitab patogeenseid baktereid. Praegu ei ole kloori osalust teatud haiguste esinemisel inimestel piisavalt uuritud, seda peamiselt uuringute vähese arvu tõttu. Piisab, kui öelda, et isegi soovitusi kloori päevase tarbimise kohta pole välja töötatud. Inimese lihaskoes on 0,20-0,52% kloori, luukoes - 0,09%; veres - 2,89 g/l. Keskmise inimese kehas (kehakaal 70 kg) on ​​95 g kloori. Iga päev saab inimene toiduga 3-6 g kloori, mis katab enam kui selle elemendi vajaduse.

Klooriioonid on taimede jaoks elutähtsad. Kloor osaleb taimede energiavahetuses, aktiveerides oksüdatiivset fosforüülimist. See on vajalik isoleeritud kloroplastide fotosünteesi käigus hapniku moodustumiseks ja stimuleerib fotosünteesi abiprotsesse, peamiselt neid, mis on seotud energia kogunemisega. Kloor avaldab positiivset mõju hapniku-, kaaliumi-, kaltsiumi- ja magneesiumiühendite imendumisele juurte kaudu. Klooriioonide liigsel kontsentratsioonil taimedes võib olla ka negatiivne külg, näiteks väheneb klorofüllisisaldus, väheneb fotosünteesi aktiivsus, pidurdub taimede kasv ja areng.

Kuid on taimi, mis evolutsiooni käigus kohandusid mulla soolsusega või hõivasid ruumivõitluses tühjad sooalad, kus puudub konkurents. Soolastel muldadel kasvavaid taimi nimetatakse halofüütideks, mis koguvad kasvuperioodil kloriide ja seejärel vabanevad lehtede langemise teel ülejäägist või eraldavad kloriide lehtede ja okste pinnale ning saavad kahekordset kasu, varjutades pindu päikesevalguse eest.

Mikroorganismidest on teada ka halofiilid – halobakterid, kes elavad väga soolases vees või pinnases.

Töö omadused ja ettevaatusabinõud

Kloor on mürgine lämmatav gaas, mis kopsudesse sattudes põhjustab kopsukoe põletusi ja lämbumist. Sellel on hingamisteid ärritav toime kontsentratsioonil õhus umbes 0,006 mg/l (st kaks korda suurem kui kloorilõhna tajumise lävi). Kloor oli üks esimesi keemilisi aineid, mida Saksamaa Esimeses maailmasõjas kasutas. Klooriga töötamisel tuleb kasutada kaitseriietust, gaasimaski ja kindaid. Lühiajaliselt saate hingamisorganeid kaitsta kloori sattumise eest naatriumsulfiti Na 2 SO 3 või naatriumtiosulfaadi Na 2 S 2 O 3 lahuses niisutatud riidest sidemega.

Kloori MPC atmosfääriõhk järgmised: keskmine päevane - 0,03 mg/m³; maksimaalne ühekordne annus - 0,1 mg/m³; tööstusettevõtte tööruumides - 1 mg/m³.

MÄÄRATLUS

Kloor on perioodilise tabeli põhi(A) alagrupi VII grupi kolmandas perioodis.

Kuulub p-perekonna elementidesse. Mittemetallist. Sellesse rühma kuuluvaid mittemetallilisi elemente nimetatakse ühiselt halogeenideks. Nimetus - Cl. Seerianumber - 17. Suhteline aatommass - 35,453 amu.

Kloori aatomi elektrooniline struktuur

Klooriaatom koosneb positiivselt laetud tuumast (+17), mis koosneb 17 prootonist ja 18 neutronist, mille ümber liigub 3 orbiidil 17 elektroni.

Joonis 1. Kloori aatomi skemaatiline struktuur.

Elektronide jaotus orbitaalide vahel on järgmine:

17Cl) 2) 8) 7;

1s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 5 .

Kloori aatomi välimine energiatase sisaldab seitset elektroni, mida kõiki peetakse valentselektronideks. Põhiseisundi energiadiagramm on järgmisel kujul:

Ühe paaritu elektroni olemasolu näitab, et kloor on võimeline avaldama oksüdatsiooniastet +1. Vaba 3 olemasolu tõttu on võimalikud ka mitmed ergastatud seisundid d-orbitaalid. Esiteks aurutatakse elektronid 3 lk- alamtasand ja hõivata tasuta d-orbitaalid ja seejärel - elektronid 3 s- alamtase:

See seletab kloori olemasolu veel kolmes oksüdatsiooniastmes: +3, +5 ja +7.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1