Le chlore est-il toxique ? Réactions avec des composés organiques

La principale méthode industrielle de production est le NaCl concentré (Fig. 96). Dans ce cas, (2Сl' – 2e– = Сl 2) est libéré et (2Н + 2e – = H2) est libéré dans l'espace cathodique et forme NaOH.

Lorsqu'ils sont obtenus en laboratoire, ils utilisent généralement l'effet du MnO 2 ou du KMnO 4 sur :

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O

Il est similaire dans sa fonction chimique caractéristique - c'est également un métalloïde monovalent actif. Cependant, c'est inférieur à celui de. Ce dernier est donc capable de déplacer les connexions.

Interaction avec H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

dans des conditions normales, cela se produit extrêmement lentement, mais lorsque le mélange est chauffé ou fortement éclairé (soleil direct, brûlure, etc.), il est accompagné.

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

Le premier d’entre eux se produit en partie déjà dans des conditions normales et presque entièrement sous faible chauffage ; la seconde ne se produit qu'à des niveaux plus élevés. Pour réaliser le processus, des machines mécaniques performantes sont utilisées.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl

Étant un composé instable, HOCl se décompose lentement même dans un état aussi dilué. sont appelés acide hypochloreux, ou . HOCl lui-même et ses sont très forts.

Le moyen le plus simple d’y parvenir est de l’ajouter au mélange réactionnel. Puisque, à mesure que H se forme, OH sera lié en OH non dissociés et se déplacera vers la droite. En utilisant, par exemple, NaOH, nous avons :

Cl2 + H2O<–––>HCl + HCl

HOCl + HCl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O

ou en général :

Cl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + H 2 O

À la suite de l'interaction avec, un mélange d'hypochloreux et est obtenu. Le résultat (« ») a de fortes propriétés oxydantes et est largement utilisé pour le blanchiment et.

1) HOCl = HCl + O

2) 2HOСl = H 2 O + Cl 2 O

3) 3HOCl = 2HCl + HClO 3

Tous ces processus peuvent se produire simultanément, mais leurs rythmes relatifs dépendent grandement des conditions existantes. En modifiant cette dernière, il est possible de garantir que la transformation aille presque entièrement dans un sens.

Sous l'influence de la lumière directe du soleil, la décomposition se produit selon le premier d'entre eux. Cela se produit également en présence de ceux qui peuvent facilement s'attacher, et certains (par exemple ").

La décomposition de HOCl selon le troisième type se produit particulièrement facilement lorsqu'elle est chauffée. Par conséquent, l’effet sur la chaleur est exprimé par l’équation récapitulative :

3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

2КlO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

du dioxyde jaune verdâtre se forme (point de fusion - 59 °C, point d'ébullition + 10 °C). Le ClO 2 libre est instable et peut se décomposer avec

Chlore(lat. Chlorum), Cl, élément chimique du groupe VII du système périodique de Mendeleïev, numéro atomique 17, masse atomique 35,453 ; appartient à la famille des halogènes. Dans des conditions normales (0°C, 0,1 Mn/m2 ou 1 kgf/cm2), il s'agit d'un gaz jaune-vert avec une odeur âcre et irritante. Le chlore naturel est constitué de deux isotopes stables : 35 Cl (75,77 %) et 37 Cl (24,23 %). Des isotopes radioactifs de numéros de masse 31 à 47 ont été obtenus artificiellement, notamment : 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 avec des demi-vies (T ½), respectivement, 0,31 ; 2,5 ; 1,56 s ; 3.1·10 5 ans ; 37,3, 55,5 et 1,4 min. Le 36 Cl et le 38 Cl sont utilisés comme traceurs isotopiques.

Informations historiques. Le chlore a été obtenu pour la première fois en 1774 par K. Scheele en faisant réagir de l'acide chlorhydrique avec de la pyrolusite MnO 2 . Cependant, ce n'est qu'en 1810 que G. Davy a établi que le chlore est un élément et l'a nommé chlore (du grec chloros - jaune-vert). En 1813, J. L. Gay-Lussac propose le nom de chlore pour cet élément.

Distribution du chlore dans la nature. Le chlore est présent dans la nature uniquement sous forme de composés. La teneur moyenne en chlore dans la croûte terrestre (clarke) est de 1,7·10 -2% en masse, dans les roches ignées acides - granites et autres - de 2,4·10 -2, dans les roches basiques et ultrabasiques de 5·10 -3. Le rôle principal dans l'histoire du chlore dans la croûte terrestre est joué par la migration de l'eau. Sous forme d'ion Cl, on le trouve dans l'océan mondial (1,93%), les saumures souterraines et les lacs salés. Le nombre de ses propres minéraux (principalement des chlorures naturels) est de 97, le principal étant l'halite NaCl (sel gemme). De grands gisements de chlorures de potassium et de magnésium et de chlorures mixtes sont également connus : sylvinite KCl, sylvinite (Na,K)Cl, carnalite KCl MgCl 2 6H 2 O, kainite KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofite MgCl 2 6H 2 O. de la Terre, l'apport de HCl contenu dans les gaz volcaniques aux parties supérieures de la croûte terrestre était d'une grande importance.

Propriétés physiques du chlore. Le chlore a un point d'ébullition de -34,05°C et un point de fusion de -101°C. La densité du chlore gazeux dans des conditions normales est de 3,214 g/l ; vapeur saturée à 0°C 12,21 g/l ; Chlore liquide à un point d'ébullition de 1,557 g/cm3 ; Chlore solide à - 102°C 1,9 g/cm 3 . Pression de vapeur saturée de chlore à 0°C 0,369 ; à 25°C 0,772 ; à 100°C 3,814 Mn/m 2 ou, respectivement, 3,69 ; 7,72 ; 38,14 kgf/cm2. Chaleur de fusion 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g) ; chaleur d'évaporation 288 kJ/kg (68,8 cal/g) ; La capacité calorifique du gaz à pression constante est de 0,48 kJ/(kg K). Constantes critiques du Chlore : température 144°C, pression 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), densité 573 g/l, volume spécifique 1,745·10 -3 l/g. Solubilité (en g/l) du Chlore à une pression partielle de 0,1 Mn/m2, soit 1 kgf/cm2, dans l'eau 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C) ; dans une solution de 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). En dessous de 9,6°C, des hydrates de chlore de composition variable Cl 2 ·nH 2 O (où n = 6-8) se forment dans des solutions aqueuses ; Ce sont des cristaux cubiques jaunes qui se décomposent avec l’augmentation de la température en chlore et en eau. Le chlore est très soluble dans TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 et certains solvants organiques (notamment l'hexane C 6 H 14 et le tétrachlorure de carbone CCl 4). La molécule de chlore est diatomique (Cl 2). Le degré de dissociation thermique de Cl 2 + 243 kJ = 2Cl à 1 000 K est de 2,07·10 -4 %, à 2 500 K 0,909 %.

Propriétés chimiques du chlore. Configuration électronique externe de l'atome Cl 3s 2 Sp 5. Conformément à cela, le chlore dans les composés présente les états d’oxydation de -1, +1, +3, +4, +5, +6 et +7. Le rayon covalent de l'atome est de 0,99 Å, le rayon ionique de Cl est de 1,82 Å, l'affinité électronique de l'atome de chlore est de 3,65 eV et l'énergie d'ionisation est de 12,97 eV.

Chimiquement, le chlore est très actif, se combine directement avec presque tous les métaux (certains uniquement en présence d'humidité ou lorsqu'il est chauffé) et avec les non-métaux (sauf le carbone, l'azote, l'oxygène, les gaz inertes), formant les chlorures correspondants, réagit avec de nombreux composés, remplace l'hydrogène dans les hydrocarbures saturés et rejoint les composés insaturés. Le chlore déplace le brome et l'iode de leurs composés avec l'hydrogène et les métaux ; Parmi les composés du chlore avec ces éléments, il est remplacé par le fluor. Les métaux alcalins en présence de traces d'humidité réagissent avec le chlore par inflammation ; la plupart des métaux réagissent avec le chlore sec uniquement lorsqu'ils sont chauffés. L'acier, ainsi que certains métaux, résistent dans une atmosphère de chlore sec à basse température, c'est pourquoi ils sont utilisés pour la fabrication d'équipements et d'installations de stockage de chlore sec. Le phosphore s'enflamme dans une atmosphère de chlore, formant PCl 3, et avec une chloration supplémentaire - PCl 5 ; le soufre avec le chlore lorsqu'il est chauffé donne S 2 Cl 2, SCl 2 et autres S n Cl m. L'arsenic, l'antimoine, le bismuth, le strontium et le tellure interagissent vigoureusement avec le chlore. Un mélange de chlore et d'hydrogène brûle avec une flamme incolore ou jaune-vert avec formation de chlorure d'hydrogène (il s'agit d'une réaction en chaîne).

La température maximale de la flamme hydrogène-chlore est de 2200°C. Les mélanges de chlore avec de l'hydrogène contenant de 5,8 à 88,5 % de H 2 sont explosifs.

Avec l'oxygène, le chlore forme des oxydes : Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, ainsi que des hypochlorites (sels d'acide hypochloreux), des chlorites, des chlorates et des perchlorates. Tous les composés oxygénés du chlore forment des mélanges explosifs avec des substances facilement oxydables. Les oxydes de chlore sont faiblement stables et peuvent exploser spontanément ; les hypochlorites se décomposent lentement pendant le stockage ; les chlorates et les perchlorates peuvent exploser sous l'influence d'initiateurs.

Le chlore dans l'eau s'hydrolyse, formant des acides hypochloreux et chlorhydrique : Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. Lorsque des solutions aqueuses d'alcalis sont chlorées à froid, des hypochlorites et des chlorures se forment : 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O, et lorsqu'ils sont chauffés, des chlorates se forment. La chloration de l'hydroxyde de calcium sec produit de l'eau de Javel.

Lorsque l'ammoniac réagit avec le chlore, du trichlorure d'azote se forme. Lors de la chloration de composés organiques, le chlore remplace l'hydrogène ou ajoute de multiples liaisons, formant divers composés organiques contenant du chlore.

Le chlore forme des composés interhalogènes avec d'autres halogènes. Les fluorures ClF, ClF 3, ClF 3 sont très réactifs ; par exemple, dans une atmosphère ClF 3, la laine de verre s'enflamme spontanément. Les composés connus du chlore avec l'oxygène et le fluor sont les oxyfluorures de chlore : ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 et le perchlorate de fluor FClO 4.

Obtenir du chlore. Le chlore a commencé à être produit industriellement en 1785 en faisant réagir de l'acide chlorhydrique avec de l'oxyde de manganèse (II) ou de la pyrolusite. En 1867, le chimiste anglais G. Deacon développa une méthode de production de chlore en oxydant le HCl avec l'oxygène de l'air en présence d'un catalyseur. Depuis la fin du XIXe et le début du XXe siècle, le chlore est produit par électrolyse de solutions aqueuses de chlorures de métaux alcalins. Ces méthodes produisent 90 à 95 % du chlore mondial. De petites quantités de chlore sont obtenues comme sous-produit de la production de magnésium, de calcium, de sodium et de lithium par électrolyse de chlorures fondus. Deux méthodes principales d'électrolyse de solutions aqueuses de NaCl sont utilisées : 1) dans des électrolyseurs à cathode solide et à diaphragme filtrant poreux ; 2) dans les électrolyseurs à cathode à mercure. Dans les deux méthodes, du chlore gazeux est libéré sur une anode en graphite ou en oxyde de titane-ruthénium. Selon la première méthode, de l'hydrogène est libéré à la cathode et une solution de NaOH et NaCl se forme, à partir de laquelle la soude caustique commerciale est séparée par un traitement ultérieur. Selon la deuxième méthode, de l'amalgame de sodium se forme à la cathode ; lorsqu'il est décomposé avec de l'eau pure dans un appareil séparé, une solution de NaOH, de l'hydrogène et du mercure pur sont obtenues, qui sont à nouveau mises en production. Les deux méthodes donnent 1,125 t de NaOH pour 1 tonne de chlore.

L'électrolyse avec diaphragme nécessite moins d'investissement en capital pour organiser la production de chlore et produit du NaOH moins cher. La méthode à la cathode de mercure produit du NaOH très pur, mais la perte de mercure pollue l'environnement.

Utilisation du chlore. L’industrie du chlore est l’une des branches importantes de l’industrie chimique. Les principales quantités de chlore sont transformées sur le site de production en composés contenant du chlore. Le chlore est stocké et transporté sous forme liquide dans des bouteilles, des fûts, des citernes ferroviaires ou dans des navires spécialement équipés. Les pays industrialisés se caractérisent par la consommation approximative suivante de chlore : pour la production de composés organiques contenant du chlore - 60-75 % ; composés inorganiques contenant du chlore, -10-20 % ; pour blanchir la pâte et les tissus - 5-15 % ; pour les besoins sanitaires et la chloration de l'eau - 2 à 6 % de la production totale.

Le chlore est également utilisé pour chlorer certains minerais afin d’en extraire le titane, le niobium, le zirconium et autres.

Le chlore dans le corps. Le chlore est l’un des éléments biogènes, composant constant des tissus végétaux et animaux. La teneur en chlore dans les plantes (beaucoup de chlore dans les halophytes) varie de millièmes de pour cent à un pour cent entier, chez les animaux - dixièmes et centièmes de pour cent. Les besoins quotidiens d'un adulte en chlore (2 à 4 g) sont couverts par les produits alimentaires. Le chlore est généralement apporté en excès avec les aliments sous forme de chlorure de sodium et de chlorure de potassium. Le pain, la viande et les produits laitiers sont particulièrement riches en chlore. Dans le corps animal, le chlore est la principale substance osmotiquement active dans le plasma sanguin, la lymphe, le liquide céphalo-rachidien et certains tissus. Joue un rôle dans le métabolisme eau-sel, favorisant la rétention d’eau par les tissus. La régulation de l'équilibre acido-basique dans les tissus s'effectue conjointement avec d'autres processus en modifiant la répartition du chlore entre le sang et les autres tissus. Le chlore est impliqué dans le métabolisme énergétique des plantes, activant à la fois la phosphorylation oxydative et la photophosphorylation. Le chlore a un effet positif sur l’absorption de l’oxygène par les racines. Le chlore est nécessaire à la production d'oxygène lors de la photosynthèse par les chloroplastes isolés. La plupart des milieux nutritifs destinés à la culture artificielle des plantes ne contiennent pas de chlore. Il est possible que de très faibles concentrations de chlore suffisent au développement des plantes.

L’empoisonnement au chlore est possible dans les industries chimiques, des pâtes et papiers, textiles, pharmaceutiques et autres. Le chlore irrite les muqueuses des yeux et des voies respiratoires. Les changements inflammatoires primaires s'accompagnent généralement d'une infection secondaire. Une intoxication aiguë se développe presque immédiatement. Lors de l'inhalation de concentrations moyennes et faibles de chlore, on observe une sensation d'oppression et des douleurs dans la poitrine, une toux sèche, une respiration rapide, des douleurs oculaires, des larmoiements, une augmentation des taux de leucocytes dans le sang, de la température corporelle, etc. Bronchopneumonie, œdème pulmonaire toxique. , des états dépressifs, des convulsions sont possibles . Dans les cas bénins, la guérison survient dans les 3 à 7 jours. Comme conséquences à long terme, on observe un catarrhe des voies respiratoires supérieures, des bronchites récurrentes, une pneumosclérose et autres ; activation possible de la tuberculose pulmonaire. En cas d'inhalation prolongée de petites concentrations de chlore, des formes similaires mais à développement lent de la maladie sont observées. Prévention des intoxications : scellement des installations de production, des équipements, ventilation efficace, utilisation d'un masque à gaz si nécessaire. La production de chlore, d'eau de Javel et d'autres composés contenant du chlore est classée comme production avec des conditions de travail dangereuses.

Chlore- élément de la 3ème période et du groupe VII A du tableau périodique, numéro d'ordre 17. Formule électronique de l'atome [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5, états d'oxydation caractéristiques 0, -1, + 1, +5 et +7 . L'état le plus stable est Cl -1. Échelle d’état d’oxydation du chlore :

7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 – , HClO 4 , KClO 4

5 - ClO 3 - , HClO 3 , KClO 3

1 – Cl 2 O, ClO -, HClO, NaClO, Ca(ClO) 2

- 1 - Cl - , HCl, KCl, PCl 5

Le chlore a une électronégativité élevée (2,83) et présente des propriétés non métalliques. Il fait partie de nombreuses substances - oxydes, acides, sels, composés binaires.

Dans la nature - douzièmeélément par abondance chimique (cinquième parmi les non-métaux). On le trouve uniquement sous une forme chimiquement liée. Troisième élément le plus abondant dans les eaux naturelles (après O et H), on trouve surtout beaucoup de chlore dans l'eau de mer (jusqu'à 2 % en poids). Un élément vital pour tous les organismes.

Chlore C1 2. Substance simple. Gaz jaune-vert avec une odeur âcre et suffocante. La molécule Cl 2 est non polaire et contient une liaison σ C1-C1. Thermiquement stable, ininflammable dans l'air ; un mélange avec de l'hydrogène explose à la lumière (l'hydrogène brûle dans le chlore) :

Cl 2 +H 2 ⇌HCl

Il est très soluble dans l'eau, y subit une dismutation à 50 % et entièrement dans une solution alcaline :

Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I

Cl 2 +2NaOH (froid) = NaClO+NaCl+H 2 O

3Cl 2 +6NaOH (hor) =NaClO 3 +5NaCl+H 2 O

Une solution de chlore dans l'eau s'appelle eau chlorée, à la lumière, l'acide HClO se décompose en HCl et en oxygène atomique O 0, donc « l'eau chlorée » doit être stockée dans une bouteille sombre. La présence d’acide HClO dans « l’eau chlorée » et la formation d’oxygène atomique expliquent ses fortes propriétés oxydantes : par exemple, de nombreux colorants se décolorent dans le chlore humide.

Le chlore est un oxydant très puissant vis-à-vis des métaux et des non-métaux :

Cl 2 + 2Na = 2NaСl 2

ZСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200 °C)

Cl 2 +Se=SeCl 4

Cl2 + Pb → PbCl2 (300°AVEC)

5Cl2 +2P→2PCl5 (90 °C)

2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °C)

Réactions avec des composés d'autres halogènes :

a) Cl 2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br 2 (ébullition)

b) Сl 2 (semaine) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓

3Cl (ex.) + 3H 2 O+ KI = 6HCl + KIO 3 (80 °C)

Réaction qualitative- interaction du déficit en CL 2 avec le KI (voir ci-dessus) et détection de l'iode par couleur bleue après ajout d'une solution d'amidon.

Reçu chlore dans industrie:

2NaСl (fondre) → 2Na + Сl 2 (électrolyse)

2NaCl+ 2H 2 O→H 2 + Classe 2+ 2NaOH (électrolyse)

et dans laboratoires:

4HCl (conc.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

(de la même manière avec la participation d'autres agents oxydants ; pour plus de détails, voir les réactions pour HCl et NaCl).

Le chlore est un produit de la production chimique de base et est utilisé pour produire du brome et de l'iode, des chlorures et des dérivés contenant de l'oxygène, pour blanchir le papier et comme désinfectant pour l'eau potable. Toxique.

Chlorure d'hydrogène NS je . Acide anoxique. Un gaz incolore à l'odeur âcre, plus lourd que l'air. La molécule contient une liaison covalente σ H - Cl. Thermiquement stable. Très soluble dans l'eau ; les solutions diluées sont appelées acide chlorhydrique, et la solution concentrée à fumer (35-38%) - acide chlorhydrique(le nom a été donné par les alchimistes). Acide fort en solution, neutralisé par des alcalis et de l'ammoniaque hydraté. Un agent réducteur fort dans une solution concentrée (dû à Cl - I), un agent oxydant faible dans une solution diluée (dû à H I). Une partie intégrante de la « vodka royale ».

La réaction qualitative à l'ion Cl est la formation de précipités blancs AgCl et Hg 2 Cl 2, qui ne sont pas transférés en solution par l'action de l'acide nitrique dilué.

Le chlorure d'hydrogène sert de matière première dans la production de chlorures, de produits organochlorés, et est utilisé (sous forme de solution) dans la gravure des métaux et la décomposition des minéraux et des minerais. Équations des réactions les plus importantes :

HCl (dil.) + NaOH (dil.) = NaCl + H 2 O

HCl (dil.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

4HCl (conc., horizontal) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn,Pb)

16HCl (conc., horizontal) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

14HCl (conc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl

6HCl (conc.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50-80 °C)

4HCl (conc.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O

2HCl (dil.) + M = MCl 2 + H 2 (M = Ré, 2p)

2HCl (dil.) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Sa, Va)

HCl (dil.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓

La production de HCl dans l'industrie est la combustion de H 2 dans Cl 2 (voir), en laboratoire - déplacement des chlorures par l'acide sulfurique :

NaCl (t) + H 2 SO4 (conc.) = NaHSO 4 + N.-É.je(50 °C)

2NaCl (t) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 °C)

Chlorures

Chlorure de sodium N / A Cl . Sel sans oxygène. Nom commun sel de table. Blanc, légèrement hygroscopique. Fond et bout sans décomposition. Modérément soluble dans l'eau, la solubilité dépend peu de la température, la solution a un goût salé caractéristique. Ne subit pas d'hydrolyse. Agent réducteur faible. Entre dans des réactions d’échange d’ions. Soumis à l'électrolyse en fusion et en solution.

Il est utilisé pour produire de l'hydrogène, du sodium et du chlore, de la soude, de la soude caustique et du chlorure d'hydrogène, comme composant de mélanges réfrigérants, comme produit alimentaire et comme conservateur.

Dans la nature, la majeure partie des gisements de sel gemme, ou halite, Et sylvinite(avec KCl), saumure de lacs salés, impuretés minérales de l'eau de mer (teneur en NaCl = 2,7 %). Dans l'industrie, il est obtenu par évaporation de saumures naturelles.

Équations des réactions les plus importantes :

2NaCl (s) + 2H 2 SO 4 (conc.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)

10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (conc.) + 2КМnO 4 (t) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)

6NaCl (T) + 7H 2 SO 4 (conc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 3Cl 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O+ ZNa 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100 °C)

2NaCl (s) + 4H 2 SO 4 (conc.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb(HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50 °C)

NaСl (dilué) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓

NaCl (l) →2Na+Cl 2 (850°С, électrolyse)

2NaCl + 2H 2 O→H 2 + Cl 2 + 2NaOH (électrolyse)

2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 Nung) "amalgame"(électrolyse, surHg-cathode)

Chlorure de potassium KCl . Sel sans oxygène. Blanc, non hygroscopique. Fond et bout sans décomposition. Modérément soluble dans l'eau, la solution a un goût amer, il n'y a pas d'hydrolyse. Entre dans des réactions d’échange d’ions. Il est utilisé comme engrais potassique pour produire du K, du KOH et du Cl 2. Dans la nature, le composant principal (avec NaCl) des dépôts est sylvinite.

Les équations des réactions les plus importantes sont les mêmes que celles du NaCl.

Chlorure de calcium CaCl 2 . Sel sans oxygène. Blanc, fond sans décomposition. Se dissout dans l'air en raison d'une forte absorption de l'humidité. Forme de l'hydrate cristallin CaCl 2 · 6H 2 O avec une température de déshydratation de 260 °C. Très soluble dans l'eau, pas d'hydrolyse. Entre dans des réactions d’échange d’ions. Utilisé pour sécher des gaz et des liquides et préparer des mélanges de refroidissement. Composant des eaux naturelles, partie intégrante de leur dureté « permanente ».

Équations des réactions les plus importantes :

CaCl 2(T) + 2H 2 SO 4 (conc.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50 °C)

CaCl 2(T) + H 2 SO 4 (conc.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100 °C)

CaCl 2 + 2NaOH (conc.) = Ca(OH) 2 ↓+ 2NaCl

ZCaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2КCl

CaCl 2 + 2NaF = CaF 2 ↓+ 2NaCl

CaCl 2(l) → Ca + Cl 2 (électrolyse,800°C)

Reçu:

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

Chlorure d'aluminium AlCl 3 . Sel sans oxygène. Blanc, fusible, très volatil. La paire est constituée de monomères covalents AlCl 3 (structure triangulaire, hybridation sp 2, prédominant à 440-800°C) et de dimères Al 2 Cl 6 (plus précisément, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, structure - deux tétraèdres avec une arête commune, sp 3 -hybridation, prédomine à 183-440 °C). Il est hygroscopique et « fume » dans l’air. Forme un hydrate cristallin qui se décompose lorsqu'il est chauffé. Il est hautement soluble dans l'eau (avec un fort effet exo), se dissocie complètement en ions et crée un environnement fortement acide en solution en raison de l'hydrolyse. Réagit avec les alcalis, l'ammoniac hydraté. Récupéré par électrolyse de la masse fondue. Entre dans des réactions d’échange d’ions.

Réaction qualitative sur l'ion Al 3+ - la formation d'un précipité AlPO 4, qui est transféré en solution avec de l'acide sulfurique concentré.

Il est utilisé comme matière première dans la production d’aluminium, comme catalyseur dans la synthèse organique et le craquage du pétrole, et comme support de chlore dans les réactions organiques. Équations des réactions les plus importantes :

AlCl3. 6H 2 O → AlCl (OH) 2 (100-200°С, —HCl, H 2 Ô) →Al2O3 (250-450°С,-HCl,H2O)

AlCl 3(t) + 2H 2 O (humidité) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (fumée blanche)

AlCl 3 + 3NaON (dilué) = Al(OH) 3 (amorphe) ↓ + 3NaCl

AlCl 3 + 4NaOH (conc.) = Na[Al(OH) 4 ] + 3NaCl

AlCl 3 + 3(NH 3 . H 2 O) (conc.) = Al(OH) 3 (amorphe) + 3NH 4 Cl

AlCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (conc.) = Al (OH) ↓ + ZNH 4 Cl + H 2 O (100°C)

2Al 3+ + 3H 2 O + 3SO 2- 3 = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (80°C)

2Al 3+ =6H 2 O+ 3S 2- = 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Al 3+ + 2HPO 4 2- — AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 —

2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (électrolyse, 800 °C ,dans la fonteNаСje)

Reçu AlCl dans industrie et - chloration du kaolin, de l'alumine ou de la bauxite en présence de coke :

Al 2 O 3 + 3C (coke) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900 °C)

Chlorure ferrique ( II ) F UE l2 . Sel sans oxygène. Blanc (hydrate vert bleuâtre), hygroscopique. Fond et bout sans décomposition. Lorsqu'il est chauffé fortement, il est volatil dans un flux d'HCl. Les liaisons Fe-Cl sont majoritairement covalentes, le couple est constitué de monomères FeCl 2 (structure linéaire, hybridation sp) et de dimères Fe 2 Cl 4. Sensible à l'oxygène de l'air (s'assombrit). Il est très soluble dans l'eau (avec un fort effet exo), se dissocie complètement en ions et s'hydrolyse faiblement au niveau du cation. Lorsque la solution bout, elle se décompose. Réagit avec les acides, les alcalis, l'ammoniaque hydraté. Réducteur typique. Entre dans les réactions d’échange d’ions et de complexation.

Il est utilisé pour la synthèse de FeCl et Fe 2 O 3, comme catalyseur en synthèse organique, composant de médicaments contre l'anémie.

Équations des réactions les plus importantes :

FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220°C, atm.N 2 )

FeCl 2 (conc.) + H 2 O=FeCl (OH)↓ + HCl (ébullition)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (conc.) = FeSO 4 + 2HCl (ébullition)

FeCl 2(t) + 4HNO 3 (conc.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

FeCl 2 + 2NaOH (dil.) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NaCl (au guichet automatique.N 2 )

FeCl 2 + 2(NH 3 . H 2 O) (conc.) = Fe(OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 °C)

FeCl 2 + H 2 = 2HCl + Fe (extra pur, au-dessus de 500 °C)

4FeCl 2 + O 2 (air) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (t)

2FeCl 2(p) + Cl 2 (ex.) = 2FeCl 3(p)

5Fe 2+ + 8H + + MnO - 4 = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O

6Fe 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fe 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O

Fe 2+ + S 2- (divisé) = FeS↓

2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (dilué) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2

FeСl 2 →Fe↓ + Cl 2 (90°C, dilué avec HCl, électrolyse)

Recevoir e : interaction du Fe avec l'acide chlorhydrique :

Fe + 2HCl = FeCl2+ H2

(V. industrie Du chlorure d'hydrogène est utilisé et le processus est effectué à 500 °C).

Chlorure ferrique ( III ) F UE je 3 . Sel sans oxygène. Brun noir (rouge foncé en lumière transmise, vert en lumière réfléchie), l'hydrate est jaune foncé. Une fois fondu, il se transforme en un liquide rouge. Très volatil, se décompose lorsqu'il est fortement chauffé. Les liaisons Fe-Cl sont majoritairement covalentes. La vapeur est constituée de monomères FeCl 3 (structure triangulaire, sp 2 -hybridation, prédominant au-dessus de 750 °C) et de dimères Fe 2 Cl 6 (plus précisément, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, structure - deux tétraèdres avec un bord commun, sp 3 -hybridation, prévalent à 316-750 °C). FeCl hydraté cristallin. 6H 2 O a la structure Cl 2H 2 O. Il est très soluble dans l'eau, la solution est jaune ; fortement hydrolysé au niveau du cation. Se décompose dans l'eau chaude, réagit avec les alcalis. Agent oxydant et réducteur faible.

Il est utilisé comme agent chloré, catalyseur en synthèse organique, mordant pour la teinture des tissus, coagulant pour la purification de l'eau potable, agent de gravure pour les plaques de cuivre en galvanoplastie et composant de médicaments hémostatiques.

Équations des réactions les plus importantes :

FeCl 3 6H 2 O=Cl + 2H 2 O (37 °C)

2(FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (au-dessus de 250 °C)

FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (jaune)

2FeCl3 (conc.) + 4H 2 O = + (jaune) + - (bc.)

FeCl 3 (dil., conc.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 °C)

FeCl 3 + 3NaOH (dilué) = FeO(OH)↓ + H 2 O + 3NaCl (50 °C)

FeCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (conc., horizontal) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl

4FeCl 3 + 3O 2 (air) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500 °C)

2FeCl 3(p) + Cu→ 2FeCl 2 + CuCl 2

Chlorure d'ammonium N H4Cl . Sel sans oxygène, le nom technique est ammoniac. Blanc, volatil, thermiquement instable. Très soluble dans l'eau (avec un effet endo notable, Q = -16 kJ), s'hydrolyse au niveau du cation. Il se décompose avec les alcalis lorsque la solution est bouillie, transférant le magnésium et l'hydroxyde de magnésium en solution. Conmute avec les nitrates.

Réaction qualitative pour l'ion NH 4 + - la libération de NH 3 lorsqu'il est bouilli avec des alcalis ou lorsqu'il est chauffé avec de la chaux éteinte.

Il est utilisé en synthèse inorganique, notamment pour créer un environnement faiblement acide, comme composant d'engrais azotés, de cellules galvaniques sèches, lors du brasage du cuivre et de l'étamage de produits en acier.

Équations des réactions les plus importantes :

NH 4 Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (au-dessus de 337,8 °C)

NH 4 Cl + NaOH (saturé) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100 °C)

2NH 4 Cl (T) + Ca(OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)

2NH 4 Cl (conc.) + Mg = H 2 + MgCl 2 + 2NH 3 (80°C)

2NH 4 Cl (conc., horizontal) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

NH + (saturé) + NO - 2 (saturé) = N 2 + 2H 2 O (100°C)

NH 4 Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 °C)

Reçu: interaction de NH 3 avec HCl en phase gazeuse ou de NH 3 H 2 O avec HCl en solution.

Hypochlorite de calcium Ca(C je O)2 . Sel d'acide hypochloreux HClO. Blanc, se décompose lorsqu'il est chauffé sans fondre. Il est très soluble dans l'eau froide (une solution incolore se forme), s'hydrolyse au niveau de l'anion. Réactif, se décompose complètement avec l'eau chaude et les acides. Agent oxydant puissant. Au repos, la solution absorbe le dioxyde de carbone de l'air. Le composant actif est-il chlore (eau de Javel) citron vert - mélanges de composition incertaine avec CaCl 2 et Ca(OH) 2. Équations des réactions les plus importantes :

Ca(ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 °C)

Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (conc.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 °C)

Ca(ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (dans le froid)

Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (dilué) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Reçu:

2Ca(OH) 2 (suspension) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O

Chlorate de potassium KS lO 3 . Le sel de l'acide chlorique HClO 3, le sel le plus connu des acides chlorés contenant de l'oxygène. Nom technique - Le sel de Berthollet(du nom de son découvreur C.-L. Berthollet, 1786). Le blanc, fond sans décomposition, se décompose lors d'un chauffage supplémentaire. Il est très soluble dans l'eau (une solution incolore se forme), il n'y a pas d'hydrolyse. Se décompose avec des acides concentrés. Agent oxydant puissant lors de la fusion.

Il est utilisé comme composant de mélanges explosifs et pyrotechniques, de têtes d'allumettes et en laboratoire comme source solide d'oxygène.

Équations des réactions les plus importantes :

4KlO 3 = ZKlO 4 + KCl (400 °C)

2KlO 3 = 2Kl + 3O 2 (150-300 °C, cat. MPÔ 2 )

KClO 3(T) + 6HCl (conc.) = KCl + 3Cl 2 + ZN 2 O (50-80 °C)

3КлO 3(Т) + 2Н 2 SO 4 (conc., horizontal) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(le dioxyde de chlore explose à la lumière : 2ClO2(G)= Classe 2 + 2Ô 2 )

2KlO 3 + E 2(ext.) = 2KEO 3 + Cl 2 (dans la section NNON 3 , E = Br, je)

KClO 3 +H 2 O→H 2 +KClO 4 (Électrolyse)

Reçu KClO 3 dans l'industrie - électrolyse d'une solution chaude de KCl (le produit KClO 3 est libéré à l'anode) :

KCl + 3H 2 O →H 2 + KClO 3 (40-60 °C, électrolyse)

Bromure de potassium KV r . Sel sans oxygène. Blanc, non hygroscopique, fond sans décomposition. Très soluble dans l'eau, pas d'hydrolyse. Agent réducteur (plus faible que

Réaction qualitative pour l'ion Br - déplacement du brome de la solution de KBr avec du chlore et extraction du brome dans un solvant organique, par exemple CCl 4 (en conséquence, la couche aqueuse se décolore, la couche organique devient brune).

Il est utilisé comme composant d’agents de gravure pour la gravure sur métal, comme composant d’émulsions photographiques et comme médicament.

Équations des réactions les plus importantes :

2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., hor.) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4

5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 2 O

Вr — + Аg + =АgВr↓

2КВr (р) + Сl 2(Г) = 2КСl + Вг 2(р)

KBr + 3H 2 O→3H 2 + KVrO 3 (60-80 °C, électrolyse)

Reçu:

K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O

Iodure de potassium K je . Sel sans oxygène. Blanc, non hygroscopique. Lorsqu'il est stocké à la lumière, il devient jaune. Très soluble dans l'eau, pas d'hydrolyse. Réducteur typique. Une solution aqueuse de KI dissout bien I2 en raison de la complexation.

Haute qualité réaction à l'ion I - déplacement de l'iode de la solution KI par manque de chlore et extraction de l'iode dans un solvant organique, par exemple CCl 4 (en conséquence, la couche aqueuse se décolore, la couche organique devient violette).

Équations des réactions les plus importantes :

10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 O

6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I - + 2H + + H 2 O 2 (3%) = I 2 ↓+ 2H 2 O

2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O

5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O

I - + Ag + = AgI (jaune.) ↓

2KI (r) + Cl 2(r) (semaine) = 2Кl + I 2 ↓

KI + 3H 2 O + 3Cl 2(p) (ex.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)

KI (P) + I 2(t) = K) (P) (cor.) (« eau iodée »)

KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (électrolyse, 50-60 °C)

Reçu:

K 2 CO 3 + 2HI = 2Kje+ CO 2 + H 2 O

Chlore (χλωρός - vert) - un élément du sous-groupe principal du septième groupe, la troisième période du système périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev, de numéro atomique 17. Désigné par le symbole Cl (lat. Chlorum). Non-métal chimiquement actif. Il fait partie du groupe des halogènes (à l'origine le nom « halogène » était utilisé par le chimiste allemand Schweiger pour désigner le chlore [littéralement, « halogène » est traduit par sel), mais il n'a pas fait son chemin et est ensuite devenu commun au groupe VII. d’éléments, dont le chlore).

La substance simple chlore (numéro CAS : 7782-50-5) dans des conditions normales est un gaz toxique de couleur vert jaunâtre, avec une odeur âcre. Molécule de chlore diatomique (formule Cl2).

Diagramme de l'atome de chlore

Le chlore a été obtenu pour la première fois en 1772 par Scheele, qui a décrit sa libération lors de l'interaction de la pyrolusite avec l'acide chlorhydrique dans son traité sur la pyrolusite :

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Scheele a noté l'odeur du chlore, semblable à celle de l'eau régale, sa capacité à réagir avec l'or et le cinabre et ses propriétés blanchissantes.

Cependant, Scheele, conformément à la théorie du phlogistique qui dominait en chimie à cette époque, a suggéré que le chlore est de l'acide chlorhydrique déphlogistiqué, c'est-à-dire de l'oxyde d'acide chlorhydrique. Berthollet et Lavoisier ont suggéré que le chlore est un oxyde de l'élément muria, mais les tentatives pour l'isoler sont restées infructueuses jusqu'aux travaux de Davy, qui a réussi à décomposer le sel de table en sodium et en chlore par électrolyse.

Répartition dans la nature

Il existe deux isotopes du chlore dans la nature : 35 Cl et 37 Cl. Dans la croûte terrestre, le chlore est l'halogène le plus répandu. Le chlore est très actif : il se combine directement avec presque tous les éléments du tableau périodique. Par conséquent, dans la nature, on le trouve uniquement sous forme de composés dans les minéraux : halite NaCl, sylvite KCl, sylvinite KCl NaCl, bischofite MgCl 2 6H2O, carnallite KCl MgCl 2 6H 2 O, kainite KCl MgSO 4 3H 2 O. Le plus grand les réserves de chlore sont contenues dans les sels des eaux des mers et des océans.

Le chlore représente 0,025 % du nombre total d'atomes de la croûte terrestre, l'indice de Clarke du chlore est de 0,19 % et le corps humain contient 0,25 % d'ions chlore en masse. Dans le corps humain et animal, le chlore se trouve principalement dans les fluides intercellulaires (dont le sang) et joue un rôle important dans la régulation des processus osmotiques, ainsi que dans les processus associés au fonctionnement des cellules nerveuses.

Composition isotopique

Il existe 2 isotopes stables du chlore présents dans la nature : avec un nombre de masse de 35 et 37. Les proportions de leur teneur sont respectivement de 75,78 % et 24,22 %.

Propriétés physiques et physico-chimiques

Dans des conditions normales, le chlore est un gaz jaune-vert avec une odeur suffocante. Certaines de ses propriétés physiques sont présentées dans le tableau.

Quelques propriétés physiques du chlore

Une fois refroidi, le chlore se transforme en liquide à une température d'environ 239 K, puis en dessous de 113 K, il cristallise en un réseau orthorhombique avec un groupe spatial. CMCA et paramètres a=6,29 b=4,50, c=8,21. En dessous de 100 K, la modification orthorhombique du chlore cristallin devient tétragonale, ayant un groupe spatial P4 2/cmn et les paramètres de réseau a=8,56 et c=6,12.

Solubilité

A la lumière ou lorsqu'il est chauffé, il réagit activement (parfois avec explosion) avec l'hydrogène selon un mécanisme radical. Les mélanges de chlore et d'hydrogène, contenant de 5,8 à 88,3 % d'hydrogène, explosent sous irradiation pour former du chlorure d'hydrogène. Un mélange de chlore et d'hydrogène en petites concentrations brûle avec une flamme incolore ou jaune-vert. Température maximale de la flamme hydrogène-chlore 2200 °C :

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (ex.) → 2ClF 3

Autres propriétés

Lorsqu'il est dissous dans l'eau ou dans des alcalis, le chlore se dismute, formant des acides hypochloreux (et lorsqu'il est chauffé, perchlorique) et chlorhydrique, ou leurs sels :

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 cl

Propriétés oxydantes du chlore

Réactions avec des substances organiques

S'attache aux composés insaturés via de multiples liaisons :

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Les composés aromatiques remplacent un atome d'hydrogène par du chlore en présence de catalyseurs (par exemple, AlCl 3 ou FeCl 3) :

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Méthodes de production de chlore au chlore

Méthodes industrielles

Initialement, la méthode industrielle de production de chlore reposait sur la méthode Scheele, c'est-à-dire la réaction de la pyrolusite avec l'acide chlorhydrique :

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anode : 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Cathode : 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH-

Puisque l’électrolyse de l’eau se produit parallèlement à l’électrolyse du chlorure de sodium, l’équation globale peut être exprimée comme suit :

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

Trois variantes de la méthode électrochimique de production de chlore sont utilisées. Deux d'entre elles sont l'électrolyse à cathode solide : méthodes à diaphragme et à membrane, la troisième est l'électrolyse à cathode liquide (méthode de production de mercure). Parmi les méthodes de production électrochimique, la méthode la plus simple et la plus pratique est l'électrolyse avec une cathode de mercure, mais cette méthode provoque des dommages importants à l'environnement en raison de l'évaporation et des fuites de mercure métallique.

Méthode diaphragme avec cathode solide

La cavité de l'électrolyseur est divisée par une cloison poreuse en amiante - un diaphragme - en espaces cathodiques et anodiques, où se trouvent respectivement la cathode et l'anode de l'électrolyseur. Par conséquent, un tel électrolyseur est souvent appelé diaphragme et la méthode de production est l’électrolyse à diaphragme. Un flux d'anolyte saturé (solution de NaCl) s'écoule en continu dans l'espace anodique de l'électrolyseur à membrane. À la suite du processus électrochimique, du chlore est libéré à l'anode en raison de la décomposition de l'halite et de l'hydrogène est libéré à la cathode en raison de la décomposition de l'eau. Dans ce cas, la zone proche de la cathode est enrichie en soude.

Méthode membranaire avec cathode solide

La méthode à membrane est essentiellement similaire à la méthode à diaphragme, mais les espaces anodiques et cathodiques sont séparés par une membrane polymère échangeuse de cations. La méthode de production à membrane est plus efficace que la méthode à diaphragme, mais plus difficile à utiliser.

Méthode au mercure avec cathode liquide

Le processus est effectué dans un bain électrolytique composé d'un électrolyseur, d'un décomposeur et d'une pompe à mercure, reliés entre eux par des communications. Dans le bain électrolytique, le mercure circule sous l'action d'une pompe à mercure, en passant par l'électrolyseur et le décomposeur. La cathode de l'électrolyseur est un flux de mercure. Anodes - graphite ou à faible usure. Avec le mercure, un flux d'anolyte - une solution de chlorure de sodium - circule en continu dans l'électrolyseur. À la suite de la décomposition électrochimique du chlorure, des molécules de chlore se forment à l'anode et à la cathode, le sodium libéré se dissout dans le mercure, formant un amalgame.

Méthodes de laboratoire

Dans les laboratoires, pour produire du chlore, on utilise généralement des procédés basés sur l'oxydation du chlorure d'hydrogène avec des oxydants forts (par exemple, oxyde de manganèse (IV), permanganate de potassium, bichromate de potassium) :

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

Stockage du chlore

Le chlore produit est stocké dans des « réservoirs » spéciaux ou pompé dans des cylindres en acier à haute pression. Les bouteilles contenant du chlore liquide sous pression ont une couleur spéciale - la couleur des marais. Il convient de noter que lors d'une utilisation prolongée des bouteilles de chlore, du trichlorure d'azote extrêmement explosif s'y accumule et que, par conséquent, de temps en temps, les bouteilles de chlore doivent subir un lavage et un nettoyage de routine au chlorure d'azote.

Normes de qualité du chlore

Selon GOST 6718-93 « Chlore liquide. Spécifications techniques : les qualités de chlore suivantes sont produites

Application

Le chlore est utilisé dans de nombreuses industries, sciences et besoins domestiques :

• Dans la production de polychlorure de vinyle, des composés plastiques, du caoutchouc synthétique, à partir desquels ils fabriquent : des fils isolants, des profilés de fenêtres, des matériaux d'emballage, des vêtements et des chaussures, du linoléum et des disques, des vernis, des équipements et des mousses plastiques, des jouets, des pièces d'instruments, des matériaux de construction. Le chlorure de polyvinyle est produit par polymérisation du chlorure de vinyle, qui est aujourd'hui le plus souvent produit à partir d'éthylène par la méthode équilibrée en chlore via l'intermédiaire 1,2-dichloroéthane.
• Les propriétés blanchissantes du chlore sont connues depuis longtemps, même si ce n'est pas le chlore lui-même qui « blanchit », mais l'oxygène atomique, qui se forme lors de la dégradation de l'acide hypochloreux : Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Cette méthode de blanchiment des tissus, papiers, cartons est utilisée depuis plusieurs siècles.
• Production d'insecticides organochlorés - substances qui tuent les insectes nuisibles aux cultures, mais sont sans danger pour les plantes. Une part importante du chlore produit est consommée pour obtenir des produits phytopharmaceutiques. L'un des insecticides les plus importants est l'hexachlorocyclohexane (souvent appelé hexachlorane). Cette substance a été synthétisée pour la première fois en 1825 par Faraday, mais elle n'a trouvé une application pratique que plus de 100 ans plus tard, dans les années 30 de notre siècle.
• Il était utilisé comme agent de guerre chimique, ainsi que pour la production d'autres agents de guerre chimique : gaz moutarde, phosgène.
• Pour désinfecter l'eau - « chloration ». La méthode la plus courante de désinfection de l’eau potable ; est basé sur la capacité du chlore libre et de ses composés à inhiber les systèmes enzymatiques des micro-organismes qui catalysent les processus redox. Pour désinfecter l'eau potable, on utilise : le chlore, le dioxyde de chlore, la chloramine et l'eau de Javel. SanPiN 2.1.4.1074-01 établit les limites suivantes (couloir) de la teneur admissible en chlore résiduel libre dans l'eau potable de l'approvisionnement en eau centralisé 0,3 - 0,5 mg/l. Un certain nombre de scientifiques et même de responsables politiques russes critiquent le concept même de chloration de l'eau du robinet, mais ne peuvent proposer une alternative à l'effet désinfectant des composés chlorés. Les matériaux à partir desquels les conduites d’eau sont fabriquées interagissent différemment avec l’eau du robinet chlorée. Le chlore libre dans l'eau du robinet réduit considérablement la durée de vie des canalisations à base de polyoléfine : différents types de canalisations en polyéthylène, dont le polyéthylène réticulé, les plus gros sont connus sous le nom de PEX (PE-X). Aux États-Unis, pour contrôler l'admission de canalisations en matériaux polymères destinés à être utilisés dans les systèmes d'approvisionnement en eau avec de l'eau chlorée, ils ont été contraints d'adopter 3 normes : ASTM F2023 concernant les canalisations, les membranes et les muscles squelettiques. Ces canaux remplissent des fonctions importantes dans la régulation du volume de liquide, le transport transépithélial des ions et la stabilisation des potentiels membranaires, et participent au maintien du pH cellulaire. Le chlore s'accumule dans les tissus viscéraux, la peau et les muscles squelettiques. Le chlore est absorbé principalement dans le gros intestin. L'absorption et l'excrétion du chlore sont étroitement liées aux ions sodium et aux bicarbonates, et dans une moindre mesure aux minéralocorticoïdes et à l'activité Na + /K + -ATPase. 10 à 15 % de tout le chlore s’accumule dans les cellules, dont 1/3 à 1/2 dans les globules rouges. Environ 85 % du chlore se trouve dans l’espace extracellulaire. Le chlore est excrété par l'organisme principalement par l'urine (90 à 95 %), les selles (4 à 8 %) et par la peau (jusqu'à 2 %). L'excrétion du chlore est associée aux ions sodium et potassium, et réciproquement à HCO 3 - (équilibre acido-basique).

  Une personne consomme 5 à 10 g de NaCl par jour. Le besoin humain minimum en chlore est d’environ 800 mg par jour. Le bébé reçoit la quantité nécessaire de chlore par le lait maternel, qui contient 11 mmol/l de chlore. Le NaCl est nécessaire à la production d’acide chlorhydrique dans l’estomac, qui favorise la digestion et détruit les bactéries pathogènes. Actuellement, l’implication du chlore dans l’apparition de certaines maladies chez l’homme n’est pas bien étudiée, principalement en raison du petit nombre d’études. Il suffit de dire que même des recommandations sur l'apport quotidien de chlore n'ont pas été élaborées. Le tissu musculaire humain contient 0,20 à 0,52 % de chlore, le tissu osseux - 0,09 % ; dans le sang - 2,89 g/l. Le corps d'une personne moyenne (poids corporel 70 kg) contient 95 g de chlore. Chaque jour, une personne reçoit 3 à 6 g de chlore provenant de la nourriture, ce qui couvre largement les besoins en cet élément.

  Les ions chlore sont vitaux pour les plantes. Le chlore intervient dans le métabolisme énergétique des plantes en activant la phosphorylation oxydative. Il est nécessaire à la formation d'oxygène lors de la photosynthèse par des chloroplastes isolés et stimule les processus auxiliaires de la photosynthèse, principalement ceux associés à l'accumulation d'énergie. Le chlore a un effet positif sur l’absorption des composés d’oxygène, de potassium, de calcium et de magnésium par les racines. Une concentration excessive d'ions chlore dans les plantes peut également avoir un côté négatif, par exemple réduire la teneur en chlorophylle, réduire l'activité de la photosynthèse, retarder la croissance et le développement des plantes (baskunchak chlore). Le chlore fut l'un des premiers agents chimiques utilisés

  — Utilisation d'équipements de laboratoire d'analyse, d'électrodes de laboratoire et industrielles, notamment : électrodes de référence ESR-10101 qui analysent la teneur en Cl- et K+.

  Requêtes sur le chlore, nous sommes trouvés par les requêtes sur le chlore

  Interaction, intoxication, eau, réactions et production de chlore

  • oxyde
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  • acides
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  • dioxyde
  • formule
  • poids
  • actif
  • liquide
  • substance
  • application
  • action
  • état d'oxydation
  • hydroxyde

Le chlore a été obtenu pour la première fois en 1772 par Scheele, qui a décrit sa libération lors de l'interaction de la pyrolusite avec l'acide chlorhydrique dans son traité sur la pyrolusite : 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Scheele a noté l'odeur du chlore, semblable à celle de l'eau régale, sa capacité à réagir avec l'or et le cinabre et ses propriétés blanchissantes. Cependant, Scheele, conformément à la théorie du phlogistique qui dominait en chimie à cette époque, a suggéré que le chlore est de l'acide chlorhydrique déphlogistiqué, c'est-à-dire de l'oxyde d'acide chlorhydrique.
Berthollet et Lavoisier ont suggéré que le chlore est un oxyde de l'élément muria, mais les tentatives pour l'isoler sont restées infructueuses jusqu'aux travaux de Davy, qui a réussi à décomposer le sel de table en sodium et en chlore par électrolyse.
Le nom de l'élément vient du grec clwroz- "vert".

Être dans la nature, recevoir :

Le chlore naturel est un mélange de deux isotopes 35 Cl et 37 Cl. Dans la croûte terrestre, le chlore est l'halogène le plus répandu. Le chlore étant très actif, on le retrouve dans la nature uniquement sous forme de composés dans les minéraux : halite NaCl, sylvite KCl, sylvinite KCl NaCl, bischofite MgCl 2 6H 2 O, carnallite KCl MgCl 2 6H 2 O, kainite KCl MgSO 4 · 3H 2 O. Les plus grandes réserves de chlore sont contenues dans les sels des eaux des mers et des océans.
A l'échelle industrielle, le chlore est produit avec de la soude et de l'hydrogène par électrolyse d'une solution de sel de table :
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Pour récupérer le chlore du chlorure d'hydrogène, qui est un sous-produit lors de la chloration industrielle des composés organiques, le procédé Deacon est utilisé (oxydation catalytique du chlorure d'hydrogène avec l'oxygène de l'air) :
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
Les procédés habituellement utilisés en laboratoire sont basés sur l'oxydation du chlorure d'hydrogène avec des agents oxydants forts (par exemple, oxyde de manganèse (IV), permanganate de potassium, dichromate de potassium) :
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Propriétés physiques :

Dans des conditions normales, le chlore est un gaz jaune-vert avec une odeur suffocante. Le chlore est sensiblement soluble dans l'eau (« eau chlorée »). A 20°C, 2,3 volumes de chlore se dissolvent dans un volume d'eau. Point d'ébullition = -34°C ; point de fusion = -101°C, densité (gaz, n.s.) = 3,214 g/l.

Propriétés chimiques :

Le chlore est très actif - il se combine directement avec presque tous les éléments du tableau périodique, les métaux et les non-métaux (à l'exception du carbone, de l'azote, de l'oxygène et des gaz inertes). Le chlore est un agent oxydant très puissant, déplaçant les non-métaux moins actifs (brome, iode) de leurs composés avec l'hydrogène et les métaux :
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = Je 2 + 2NaCl
Lorsqu'il est dissous dans l'eau ou dans des alcalis, le chlore se dismute, formant des acides hypochloreux (et lorsqu'il est chauffé, perchlorique) et chlorhydrique, ou leurs sels.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Le chlore interagit avec de nombreux composés organiques, entrant dans des réactions de substitution ou d'addition :
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Le chlore a sept états d'oxydation : -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Les connexions les plus importantes :

Chlorure d'hydrogène HCl- un gaz incolore qui fume dans l'air en raison de la formation de gouttelettes de brouillard avec de la vapeur d'eau. Il a une odeur âcre et irrite gravement les voies respiratoires. Contenu dans les gaz et les eaux volcaniques, dans le suc gastrique. Les propriétés chimiques dépendent de l’état dans lequel il se trouve (il peut être gazeux, liquide ou en solution). La solution de HCl s’appelle acide chlorhydrique. C'est un acide fort qui déplace les acides plus faibles de leurs sels. Sels - chlorures- substances cristallines solides à points de fusion élevés.
Chlorures covalents- les composés chlorés avec des non-métaux, des gaz, des liquides ou des solides fusibles qui ont des propriétés acides caractéristiques, généralement facilement hydrolysables par l'eau pour former de l'acide chlorhydrique :
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Oxyde de chlore(I) Cl 2 O., un gaz de couleur jaune brunâtre avec une odeur âcre. Affecte les organes respiratoires. Se dissout facilement dans l'eau, formant de l'acide hypochloreux.
Acide hypochloreux HClO. Existe uniquement dans les solutions. C'est un acide faible et instable. Se décompose facilement en acide chlorhydrique et en oxygène. Agent oxydant puissant. Formé lorsque le chlore se dissout dans l'eau. Sels - hypochlorites, faible stabilité (NaClO*H 2 O se décompose de manière explosive à 70 °C), agents oxydants puissants. Largement utilisé pour le blanchiment et la désinfection eau de Javel, sel mélangé Ca(Cl)OCl
Acide chloreux HClO 2, sous sa forme libre est instable, même dans une solution aqueuse diluée, il se décompose rapidement. Acide moyennement fort, sels - chlorites, en règle générale, sont incolores et très solubles dans l’eau. Contrairement aux hypochlorites, les chlorites ne présentent des propriétés oxydantes prononcées que dans un environnement acide. La plus grande utilisation (pour blanchir les tissus et la pâte à papier) est le chlorite de sodium NaClO 2.
Oxyde de chlore(IV) ClO 2, est un gaz jaune verdâtre avec une odeur désagréable (âcre), ...
Acide chlorique, HClO 3 - sous sa forme libre est instable : il se disproportionne en ClO 2 et HClO 4. Sels - chlorates; Parmi ceux-ci, les plus importants sont les chlorates de sodium, de potassium, de calcium et de magnésium. Ce sont des agents oxydants puissants et explosifs lorsqu’ils sont mélangés à des agents réducteurs. Chlorate de potassium ( Sel de Berthollet) - KClO 3, était utilisé pour produire de l'oxygène en laboratoire, mais en raison de son grand danger, il n'était plus utilisé. Des solutions de chlorate de potassium ont été utilisées comme gargarisme antiseptique faible et médicinal externe.
Acide perchlorique HClO 4, dans les solutions aqueuses, l'acide perchlorique est le plus stable de tous les acides chlorés contenant de l'oxygène. L'acide perchlorique anhydre, obtenu à partir d'acide sulfurique concentré à partir de 72 % de HClO 4, n'est pas très stable. C'est l'acide monoprotique le plus fort (en solution aqueuse). Sels - perchlorates, sont utilisés comme comburants (moteurs-fusées à propergol solide).

Application:

Le chlore est utilisé dans de nombreuses industries, sciences et besoins domestiques :
- Dans la production de polychlorure de vinyle, de composés plastiques, de caoutchouc synthétique ;
- Pour blanchir les tissus et le papier ;
- Production d'insecticides organochlorés - substances qui tuent les insectes nuisibles aux cultures, mais sont sans danger pour les plantes ;
- Pour la désinfection de l'eau - « chloration » ;
- Enregistré dans l'industrie agroalimentaire comme additif alimentaire E925 ;
- Dans la production chimique d'acide chlorhydrique, d'eau de Javel, de sel de Berthollet, de chlorures métalliques, de poisons, de médicaments, d'engrais ;
- En métallurgie pour la production de métaux purs : titane, étain, tantale, niobium.

Rôle biologique et toxicité :

Le chlore est l’un des éléments biogènes les plus importants et fait partie de tous les organismes vivants. Chez les animaux et les humains, les ions chlorure participent au maintien de l’équilibre osmotique ; l’ion chlorure a un rayon optimal pour pénétrer à travers la membrane cellulaire. Les ions chlore sont vitaux pour les plantes, participant au métabolisme énergétique des plantes, activant la phosphorylation oxydative.
Le chlore sous forme de substance simple est toxique ; s'il pénètre dans les poumons, il provoque des brûlures des tissus pulmonaires et une suffocation. Il a un effet irritant sur les voies respiratoires à une concentration dans l'air d'environ 0,006 mg/l (soit le double du seuil de perception de l'odeur du chlore). Le chlore fut l'un des premiers agents chimiques utilisés par l'Allemagne pendant la Première Guerre mondiale.

Korotkova Yu., Shvetsova I.
Université d'État HF ​​Tioumen, groupe 571.

Sources : Wikipédia : http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl, etc.,
Site Web de l'Université technique chimique russe du nom. D.I. Mendeleïev :