Klor zehirli midir? Organik bileşiklerle reaksiyonlar

Ana endüstriyel üretim yöntemi konsantre NaCl'dir (Şekil 96). Bu durumda (2Сl’ – 2e– = Сl 2) salınır ve (2Н + 2e – = H2) katot uzayında salınır ve NaOH oluşturur.

Laboratuvarda elde edildiklerinde genellikle MnO 2 veya KMnO 4'ün aşağıdakiler üzerindeki etkisini kullanırlar:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20

Karakteristik kimyasal fonksiyonu bakımından benzerdir; aynı zamanda aktif bir tek değerlikli metaloiddir. Ancak bundan daha azdır. Bu nedenle, ikincisi bağlantıların yerini değiştirebilir.

H2 + Cl2 ile etkileşim = 2HCl + 44 kcal

normal şartlarda son derece yavaş ilerler ancak karışım ısıtıldığında veya kuvvetli bir şekilde aydınlatıldığında (doğrudan güneş ışığı, yanma vb.) buna eşlik eder.

NaCl + H2S04 = NaHSO4 + HCl

NaCl + NaHSO4 = Na2S04 + HCl

Bunlardan ilki kısmen normal koşullar altında ve neredeyse tamamen düşük ısıtma koşullarında meydana gelir; ikincisi yalnızca daha yüksekte gerçekleşir. İşlemin gerçekleştirilmesi için yüksek performanslı mekanik makineler kullanılır.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl

Kararsız bir bileşik olan HOCl, bu kadar seyreltik bir durumda bile yavaş yavaş ayrışır. hipokloröz asit veya denir. HOCl'nin kendisi ve kendisi çok güçlüdür.

Bunu başarmanın en kolay yolu reaksiyon karışımına eklemektir. H oluştuğundan, OH ayrışmamış olanlara bağlanacak ve örneğin NaOH kullanarak sağa kayacaktır:

Cl2 + H20<–––>HOCl + HCl

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

veya genel olarak:

Cl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + H 2 O

İle etkileşim sonucunda hipokloröz bir karışım elde edilir. Ortaya çıkan (“”) güçlü oksitleyici özelliklere sahiptir ve ağartma için yaygın olarak kullanılır.

1) HOCl = HCl + O

2) 2HOСl = H 2 O + Cl 2 O

3) 3HOCl = 2HCl + HClO3

Tüm bu süreçler aynı anda meydana gelebilir, ancak bunların göreceli oranları büyük ölçüde mevcut koşullara bağlıdır. İkincisini değiştirerek dönüşümün neredeyse tamamen tek yönde ilerlemesini sağlamak mümkündür.

Doğrudan güneş ışığının etkisi altında birincisine göre ayrışma meydana gelir. Kolayca bağlanabilenlerin ve bazılarının (örneğin ") varlığında da ortaya çıkar.

HOCl'nin üçüncü tipe göre ayrışması özellikle ısıtıldığında kolayca gerçekleşir. Bu nedenle sıcak üzerindeki etki özet denklemle ifade edilir:

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H20

2КlO3 + H2C204 = K2C03 + C02 + H2O + 2ClO2

yeşilimsi sarı dioksit oluşur (en. - 59 °C, en. + 10 °C). Serbest ClO2 kararsızdır ve ayrışabilir.

Klor(lat. Chlorum), Cl, Mendeleev periyodik sisteminin VII. grubunun kimyasal elementi, atom numarası 17, atom kütlesi 35.453; halojen ailesine aittir. Normal koşullar altında (0°C, 0,1 Mn/m2 veya 1 kgf/cm2), keskin, tahriş edici bir kokuya sahip, sarı-yeşil bir gazdır. Doğal Klor iki kararlı izotoptan oluşur: 35 Cl (%75,77) ve 37 Cl (%24,23). Kütle numaraları 31-47 olan radyoaktif izotoplar yapay olarak elde edilmiştir, özellikle: yarı ömürleri (T ½) sırasıyla 0,31 olan 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40; 2.5; 1,56 saniye; 3,1·10 5 yıl; 37.3, 55.5 ve 1.4 dk. İzotopik izleyiciler olarak 36 Cl ve 38 Cl kullanılır.

Tarihsel referans. Klor ilk olarak 1774 yılında K. Scheele tarafından hidroklorik asidin pirolusit Mn02 ile reaksiyona sokulmasıyla elde edildi. Ancak ancak 1810'da G. Davy, klorun bir element olduğunu tespit etti ve ona klor adını verdi (Yunan klorosundan - sarı-yeşil). 1813'te J. L. Gay-Lussac bu element için Klor adını önerdi.

Klorun doğadaki dağılımı. Klor doğada yalnızca bileşikler halinde bulunur. Yer kabuğundaki (clarke) ortalama Klor içeriği kütlece %1,7·10 -2, asidik magmatik kayalarda - granitler ve diğerleri - 2,4·10 -2, bazik ve ultrabazik kayalarda 5·10 -3'tür. Yerkabuğundaki klorun tarihindeki ana rol su göçü tarafından oynanır. Cl iyonu halinde Dünya Okyanuslarında (%1,93), yer altı tuzlu sularında ve tuz göllerinde bulunur. İçerdiği minerallerin sayısı (çoğunlukla doğal klorürler) 97 olup, bunların en önemlisi halit NaCl'dir (Kaya tuzu). Potasyum ve magnezyum klorürlerin ve karışık klorürlerin büyük yatakları da bilinmektedir: silvinit KCl, silvinit (Na,K)Cl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O, biskofit MgCl 2 6H 2 O Volkanik gazların içerdiği HCl'nin yer kabuğunun üst kısımlarına sağlanması büyük önem taşıyordu.

Klorun fiziksel özellikleri. Klorun kaynama noktası -34.05°C, erime noktası ise -101°C'dir. Normal şartlarda klor gazının yoğunluğu 3,214 g/l'dir; 0°C'de doymuş buhar 12,21 g/l; 1,557 g/cm3 kaynama noktasındaki sıvı Klor; -102°C'de katı Klor 1,9 g/cm3. 0°C'de Klorun doymuş buhar basıncı 0,369; 25°C'de 0,772; 100°C'de 3,814 Mn/m2 veya sırasıyla 3,69; 7.72; 38,14 kgf/cm2. Füzyon ısısı 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); buharlaşma ısısı 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Sabit basınçta gazın ısı kapasitesi 0,48 kJ/(kg·K)'dir. Klorun kritik sabitleri: sıcaklık 144°C, basınç 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), yoğunluk 573 g/l, özgül hacim 1,745·10 -3 l/g. 0,1 Mn/m2 veya 1 kgf/cm2 kısmi basınçta Klorun çözünürlüğü (g/l cinsinden), su içinde 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C) solüsyonunda. 9,6°C'nin altında, sulu çözeltilerde değişken bileşimli Cl2 ·nH20 (burada n = 6-8) klor hidratları oluşur; Bunlar artan sıcaklıkla Klor ve suya ayrışan sarı kübik kristallerdir. Klor, TiCl4, SiCl4, SnCl4 ve bazı organik çözücüler (özellikle heksan C6H14 ve karbon tetraklorür CCl4) içinde oldukça çözünür. Klor molekülü diatomiktir (Cl 2). Cl2 + 243 kJ = 2Cl'nin 1000 K'de termal ayrışma derecesi %2,07·10-4, 2500 K'da %0,909'dur.

Klorun kimyasal özellikleri. Cl 3s 2 Sp 5 atomunun harici elektronik konfigürasyonu. Buna göre bileşiklerdeki Klor -1, +1, +3, +4, +5, +6 ve +7 oksidasyon durumlarını gösterir. Atomun kovalent yarıçapı 0,99Å, Cl'nin iyon yarıçapı 1,82Å, Klor atomunun elektron ilgisi 3,65 eV ve iyonlaşma enerjisi 12,97 eV'dir.

Kimyasal olarak, Klor çok aktiftir, hemen hemen tüm metallerle (bazıları yalnızca nem varlığında veya ısıtıldığında) ve metal olmayanlarla (karbon, nitrojen, oksijen, inert gazlar hariç) doğrudan birleşerek karşılık gelen klorürleri oluşturur, reaksiyona girer. birçok bileşik, doymuş hidrokarbonlardaki hidrojenin yerini alır ve doymamış bileşikleri birleştirir. Klor, brom ve iyotu hidrojen ve metallerle olan bileşiklerinden uzaklaştırır; Bu elementlerle klor bileşiklerinden flor ile değiştirilir. Alkali metaller, eser miktarda nem varlığında Klor ile tutuşarak reaksiyona girer; çoğu metal, yalnızca ısıtıldığında kuru Klor ile reaksiyona girer. Çelik ve bazı metaller düşük sıcaklıklarda kuru Klor atmosferine dayanıklıdır, bu nedenle kuru Klor için ekipman ve depolama tesislerinin imalatında kullanılırlar. Fosfor, Klor atmosferinde tutuşarak PCl 3'ü oluşturur ve daha fazla klorlamayla - PCl 5; ısıtıldığında Klorlu kükürt S 2 Cl 2, SCl 2 ve diğer S n Cl m'yi verir. Arsenik, antimon, bizmut, stronsiyum, tellür, Klor ile kuvvetli bir şekilde etkileşime girer. Klor ve hidrojen karışımı, hidrojen klorür oluşumuyla renksiz veya sarı-yeşil bir alevle yanar (bu bir zincirleme reaksiyondur).

Hidrojen-klor alevinin maksimum sıcaklığı 2200°C'dir. % 5,8 ila 88,5 H2 içeren hidrojen ile klorun karışımları patlayıcıdır.

Klor, oksijenle birlikte oksitler oluşturur: Cl20, ClO2, Cl206, Cl207, Cl208, ayrıca hipokloritler (hipokloröz asit tuzları), kloritler, kloratlar ve perkloratlar. Klorun tüm oksijen bileşikleri, kolayca oksitlenen maddelerle patlayıcı karışımlar oluşturur. Klor oksitler zayıf bir şekilde stabildir ve kendiliğinden patlayabilir; hipokloritler depolama sırasında yavaş yavaş ayrışır; başlatıcıların etkisi altında patlayabilir.

Sudaki klor hidrolize olup hipokloröz ve hidroklorik asitler oluşturur: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Alkalilerin sulu çözeltileri soğukta klorlandığında hipoklorit ve klorürler oluşur: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O ve ısıtıldığında kloratlar oluşur. Kuru kalsiyum hidroksitin klorlanması ağartıcı üretir.

Amonyak klorla reaksiyona girdiğinde nitrojen triklorür oluşur. Organik bileşikleri klorlarken, Klor ya hidrojenin yerini alır ya da birden fazla bağı birleştirerek çeşitli klor içeren organik bileşikler oluşturur.

Klor, diğer halojenlerle interhalojen bileşikleri oluşturur. Florürler ClF, ClF3, ClF3 çok reaktiftir; örneğin ClF3 atmosferinde cam yünü kendiliğinden tutuşur. Klorun oksijen ve flor ile bilinen bileşikleri Klor oksiflorürlerdir: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 ve flor perklorat FClO4.

Klor Almak. Klor, 1785 yılında hidroklorik asidin manganez (II) oksit veya piroluzit ile reaksiyona sokulmasıyla endüstriyel olarak üretilmeye başlandı. 1867'de İngiliz kimyager G. Deacon, bir katalizör varlığında HCl'yi atmosferik oksijenle oksitleyerek klor üretmek için bir yöntem geliştirdi. 19. yüzyılın sonlarında ve 20. yüzyılın başlarından beri, alkali metal klorürlerin sulu çözeltilerinin elektrolizi yoluyla klor üretilmektedir. Bu yöntemler dünyadaki klorun %90-95'ini üretmektedir. Erimiş klorürlerin elektrolizi ile magnezyum, kalsiyum, sodyum ve lityum üretiminde yan ürün olarak az miktarda Klor elde edilir. Sulu NaCl çözeltilerinin elektrolizinin iki ana yöntemi kullanılır: 1) katı katotlu ve gözenekli filtre diyaframlı elektrolizörlerde; 2) cıva katotlu elektrolizörlerde. Her iki yöntemde de klor gazı bir grafit veya oksit titanyum-rutenyum anot üzerinde salınır. Birinci yönteme göre, katotta hidrojen salınır ve ticari kostik sodanın daha sonraki işlemlerle ayrıldığı bir NaOH ve NaCl çözeltisi oluşturulur. İkinci yönteme göre katotta sodyum amalgam oluşmakta, ayrı bir aparatta saf su ile ayrıştırıldığında tekrar üretime giren bir NaOH çözeltisi, hidrojen ve saf cıva elde edilmektedir. Her iki yöntem de 1 ton Klor başına 1.125 t NaOH verir.

Diyaframlı elektroliz, Klor üretimini organize etmek ve daha ucuz NaOH üretmek için daha az sermaye yatırımı gerektirir. Cıva katot yöntemi çok saf NaOH üretir, ancak cıva kaybı çevreyi kirletir.

Klor Kullanımı. Kimya endüstrisinin önemli kollarından biri de klor endüstrisidir. Klorun büyük bir kısmı üretim yerinde işlenerek klor içeren bileşiklere dönüştürülür. Klor sıvı halde silindirlerde, varillerde, demiryolu tanklarında veya özel donanımlı kaplarda depolanır ve taşınır. Sanayileşmiş ülkeler aşağıdaki yaklaşık Klor tüketimiyle karakterize edilir: Klor içeren organik bileşiklerin üretimi için - %60-75; Klor içeren inorganik bileşikler, -%10-20; kağıt hamuru ve kumaşların ağartılması için -% 5-15; sıhhi ihtiyaçlar ve suyun klorlanması için - toplam üretimin% 2-6'sı.

Klor ayrıca titanyum, niyobyum, zirkonyum ve diğerlerini çıkarmak için bazı cevherleri klorlamak için de kullanılır.

Vücuttaki klor. Klor, bitki ve hayvan dokularının değişmez bir bileşeni olan biyojenik elementlerden biridir. Bitkilerdeki Klor içeriği (halofitlerdeki çok sayıda Klor), hayvanlarda yüzde binde biri ile yüzde tam yüzde biri arasında değişir - yüzde onda biri ve yüzde biri. Bir yetişkinin günlük Klor ihtiyacı (2-4 gr) gıda ürünleriyle karşılanır. Klor genellikle gıdalarla birlikte sodyum klorür ve potasyum klorür formunda fazla miktarda verilir. Ekmek, et ve süt ürünleri özellikle Klor bakımından zengindir. Hayvan vücudunda Klor, kan plazması, lenf, beyin omurilik sıvısı ve bazı dokularda ozmotik olarak aktif olan ana maddedir. Su-tuz metabolizmasında rol oynayarak suyun dokularda tutulmasını teşvik eder. Dokulardaki asit-baz dengesinin düzenlenmesi, diğer işlemlerle birlikte, Klor'un kan ve diğer dokular arasındaki dağılımını değiştirerek gerçekleştirilir. Klor, bitkilerde enerji metabolizmasında rol oynar ve hem oksidatif fosforilasyonu hem de fotofosforilasyonu aktive eder. Klorun oksijenin kökler tarafından emilmesi üzerinde olumlu etkisi vardır. İzole edilmiş kloroplastlar tarafından fotosentez sırasında oksijen üretimi için klor gereklidir. Bitkilerin yapay olarak yetiştirilmesine yönelik besin ortamlarının çoğu klor içermez. Bitki gelişimi için çok düşük klor konsantrasyonlarının yeterli olması mümkündür.

Kimya, kağıt hamuru ve kağıt, tekstil, ilaç endüstrileri ve diğer sektörlerde klor zehirlenmesi mümkündür. Klor, gözlerin ve solunum yollarının mukoza zarlarını tahriş eder. Birincil inflamatuar değişikliklere genellikle ikincil bir enfeksiyon eşlik eder. Akut zehirlenme neredeyse anında gelişir. Orta ve düşük konsantrasyonda Klor solunduğunda göğüste sıkışma ve ağrı, kuru öksürük, hızlı nefes alma, gözlerde ağrı, gözyaşı, kanda artan lökosit seviyeleri, vücut ısısı vb. Bronkopnömoni, toksik akciğer ödemi gözlenir. , depresif durumlar, kasılmalar mümkündür. Hafif vakalarda iyileşme 3-7 gün içinde gerçekleşir. Uzun vadeli sonuçlar olarak üst solunum yolu nezlesi, tekrarlayan bronşit, pnömoskleroz ve diğerleri gözlenir; akciğer tüberkülozunun olası aktivasyonu. Küçük klor konsantrasyonlarının uzun süreli solunması ile hastalığın benzer ancak yavaş gelişen formları gözlenir. Zehirlenmenin önlenmesi: Üretim tesislerinin, ekipmanlarının kapatılması, etkili havalandırma, gerekirse gaz maskesi kullanılması. Klor, ağartıcı ve diğer klor içeren bileşiklerin üretimi, tehlikeli çalışma koşullarına sahip üretim olarak sınıflandırılır.

Klor- 3. periyodun elementi ve Periyodik Tablonun VII A grubu, seri numarası 17. Atomun elektronik formülü [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5, karakteristik oksidasyon durumları 0, -1, + 1, +5 ve +7 . En kararlı durum Cl-1'dir. Klor oksidasyon durumu ölçeği:

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

5 - ClO3 - , HClO3 , KClO3

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

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

Klorun elektronegatifliği yüksektir (2.83) ve metalik olmayan özellikler gösterir. Oksitler, asitler, tuzlar, ikili bileşikler gibi birçok maddenin bir parçasıdır.

Doğada - onikinci kimyasal bolluğa göre element (metal olmayanlar arasında beşinci). Sadece kimyasal olarak bağlı formda bulunur. Doğal sularda en çok bulunan üçüncü element (O ve H'den sonra), özellikle deniz suyunda çok miktarda klor bulunur (ağırlıkça %2'ye kadar). Tüm organizmalar için hayati bir unsur.

Klor C1 2. Basit madde. Keskin, boğucu bir kokuya sahip sarı-yeşil gaz. Cl2 molekülü polar değildir ve bir C1-C1 σ bağı içerir. Termal olarak stabildir, havada yanmaz; hidrojen içeren bir karışım ışıkta patlar (hidrojen klorda yanar):

Cl 2 +H 2 ⇌HCl

Suda oldukça çözünür, içinde %50 dismutasyona uğrar ve tamamen alkalin bir çözelti içindedir:

Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I

Cl2 +2NaOH (soğuk) = NaClO+NaCl+H20

3Cl2 +6NaOH (hor) =NaClO3 +5NaCl+H20

Klorun sudaki çözeltisine denir klorlu suışıkta, asit HClO, HCl ve atomik oksijen O 0'a ayrışır, bu nedenle “klorlu su” karanlık bir şişede saklanmalıdır. "Klorlu su"da asit HClO'nun varlığı ve atomik oksijenin oluşumu, onun güçlü oksitleyici özelliklerini açıklamaktadır: örneğin, birçok boyanın rengi ıslak klorda bozulur.

Klor, metallere ve metal olmayanlara karşı çok güçlü bir oksitleyici maddedir:

Сl 2 + 2Nа = 2NAСl 2

ЗСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200°C)

Cl 2 +Se=SeCl 4

Cl 2 + Pb → PbCl 2 (300°İLE)

5Cl2 +2P→2PCl5 (90°C)

2Cl2 +Si→SiCl4 (340 °C)

Diğer halojenlerin bileşikleriyle reaksiyonlar:

a) Cl2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br2 (kaynamak)

b) Cl 2 (hafta) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓

3Cl (örn.) + 3H20+ KI = 6HCl + KIO3 (80°C)

Kalitatif reaksiyon- CL2 eksikliğinin KI ile etkileşimi (yukarıya bakın) ve nişasta çözeltisi eklendikten sonra iyotun mavi renkle tespiti.

Fiş klor var endüstri:

2NаСl (eriyik) → 2Nа + Сl 2 (elektroliz)

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

ve laboratuvarlar:

4HCl (kons.) + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H20

(diğer oksitleyici maddelerin katılımıyla benzer şekilde; daha fazla ayrıntı için HCl ve NaCl reaksiyonlarına bakın).

Klor, temel kimyasal üretiminin bir ürünüdür ve brom ve iyot, klorürler ve oksijen içeren türevlerin üretilmesinde, kağıdın ağartılmasında ve içme suyu için dezenfektan olarak kullanılır. Zehirli.

Hidrojen klorür NS ben . Anoksik asit. Havadan ağır, keskin kokulu, renksiz bir gaz. Molekül bir kovalent σ bağı H - Cl içerir. Termal olarak stabildir. Suda çok çözünür; seyreltik çözeltiler denir hidroklorik asit ve sigara konsantre solüsyonu (%35-38) - hidroklorik asit(isim simyacılar tarafından verildi). Alkaliler ve amonyak hidrat ile nötralize edilmiş çözeltideki güçlü asit. Konsantre bir çözeltide güçlü bir indirgeyici madde (Cl - I nedeniyle), seyreltik bir çözeltide zayıf bir oksitleyici madde (H I nedeniyle). "Kraliyet votkasının" ayrılmaz bir parçası.

Cl iyonuna kalitatif reaksiyon, seyreltik nitrik asidin etkisiyle çözeltiye aktarılmayan beyaz AgCl ve Hg2Cl2 çökeltilerinin oluşumudur.

Hidrojen klorür, klorürlerin, organoklorin ürünlerinin üretiminde hammadde görevi görür ve metallerin aşındırılmasında ve minerallerin ve cevherlerin ayrıştırılmasında (çözelti halinde) kullanılır. En önemli reaksiyonların denklemleri:

HCl (dil.) + NaOH (dil.) = NaCl + H20

HCl (dil.) + NH3H20 = NH4Cl + H20

4HCl (kons., yatay) + M02 = MCl2 + Cl2 + 2H20 (M = Mn, Pb)

16HCl (kons., yatay) + 2KMnO4 (s) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

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

6HCl (kons.) + KClO3(T) = KCl + 3Cl2 + 3H20 (50-80°C)

4HCl (kons.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl2 + 2Cl2 + 2H20

2HCl (dil.) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)

2HCl (dil.) + MSO3 = MCl2 + C02 + H20 (M = Sa, Va)

HCl (dil.) + AgNO3 = HNO3 + AgCl↓

Endüstride HCl üretimi, H2'nin Cl2'de yakılmasıdır (bkz.), laboratuvarda - klorürlerin sülfürik asitle yer değiştirmesi:

NaCl (t) + H2S04 (kons.) = NaHSO4 + NSben(50°C)

2NaCl (t) + H2S04 (kons.) = Na2S04 + 2HCl(120°C)

Klorürler

Sodyum klorit Hayır Cl . Oksijensiz tuz. Yaygın isim tuz. Beyaz, hafif higroskopik. Ayrışmadan erir ve kaynar. Suda orta derecede çözünür, çözünürlük sıcaklığa çok az bağlıdır, çözelti karakteristik bir tuzlu tada sahiptir. Hidrolize uğramaz. Zayıf indirgeyici ajan. İyon değişim reaksiyonlarına girer. Eriyik ve çözelti halinde elektrolize tabi tutulur.

Soğutma karışımlarının bir bileşeni, bir gıda ürünü ve bir koruyucu olarak hidrojen, sodyum ve klor, soda, kostik soda ve hidrojen klorür üretmek için kullanılır.

Doğada kaya tuzu yataklarının büyük bir kısmı veya halit, Ve silvinit(KCl ile birlikte), tuzlu göllerin tuzlu suyu, deniz suyunun mineral safsızlıkları (NaCl içeriği = %2,7). Endüstride doğal salamuraların buharlaştırılmasıyla elde edilir.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

2NaCl (k) + 2H2S04 (kons.) + MnO2 (k) = Cl2 + MnS04 + 2H2O + Na2S04 (100°C)

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

6NaCl (T) + 7H2SO4 (kons.) + K2Cr207 (t) = 3Cl2 + Cr2 (SO4)3 + 7H2O+ ZNa2SO4 + K2SO4 (100°C)

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

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

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

2NaCl + 2H20→H2 + Cl2 + 2NaOH (elektroliz)

2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 NBİRG) "amalgam"(elektroliz, açıkHg-katot)

Potasyum klorür KCl . Oksijensiz tuz. Beyaz, higroskopik değil. Ayrışmadan erir ve kaynar. Suda orta derecede çözünür, çözeltinin tadı acıdır, hidroliz yoktur. İyon değişim reaksiyonlarına girer. K, KOH ve Cl 2 üretmek için potasyum gübresi olarak kullanılır. Doğada mevduatların ana bileşeni (NaCl ile birlikte) silvinit.

En önemli reaksiyonların denklemleri NaCl için olanlarla aynıdır.

Kalsiyum klorür CaCl2 . Oksijensiz tuz. Beyaz, ayrışmadan erir. Nemin kuvvetli emilimi nedeniyle havada çözünür. 260 °C dehidrasyon sıcaklığı ile kristal hidrat CaCl2 · 6H2O oluşturur. Suda yüksek oranda çözünür, hidroliz olmaz. İyon değişim reaksiyonlarına girer. Gazların ve sıvıların kurutulması ve soğutma karışımlarının hazırlanmasında kullanılır. Doğal suların bir bileşeni, “kalıcı” sertliğinin ayrılmaz bir parçası.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

CaCl2(T) + 2H2S04 (kons.) = Ca(HSO4)2 + 2HCl (50°C)

CaCl2(T) + H2S04 (kons.) = CaS04 ↓+ 2HCl (100°C)

CaCl2 + 2NaOH (kons.) = Ca(OH)2 ↓+ 2NaCl

ZCaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3 (PO4)2 ↓ + 6NaCl

CaCl2 + K2C03 = CaCO3 ↓ + 2КCl

CaCl2 + 2NaF = CaF2 ↓+ 2NaCl

CaCl 2(l) → Ca + Cl 2 (elektroliz,800°С)

Fiş:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + C03 + H20

Alüminyum klorür AlCl 3 . Oksijensiz tuz. Beyaz, eriyebilir, son derece uçucu. Çift, kovalent monomerler AlCl3 (üçgen yapı, sp2 hibridizasyonu, 440-800 ° C'de baskın) ve dimerler Al2Cl6 (daha kesin olarak, Cl2 AlCl2 AlCl2, yapı - ortak kenarlı iki tetrahedra, sp3-hibridizasyon, 183-440 °C'de baskındır). Havada higroskopiktir ve “duman”dır. Isıtıldığında ayrışan kristalimsi bir hidrat oluşturur. Suda yüksek oranda çözünür (güçlü bir ekso etkisi ile), tamamen iyonlara ayrışır ve hidroliz nedeniyle çözeltide kuvvetli asidik bir ortam oluşturur. Alkalilerle, amonyak hidratla reaksiyona girer. Eriyiğin elektrolizi ile geri kazanılır. İyon değişim reaksiyonlarına girer.

Kalitatif reaksiyon Al3+ iyonu üzerinde - konsantre sülfürik asit ile çözeltiye aktarılan bir AlPO4 çökeltisinin oluşumu.

Alüminyum üretiminde hammadde, organik sentez ve yağ parçalamada katalizör, organik reaksiyonlarda klor taşıyıcısı olarak kullanılır. En önemli reaksiyonların denklemleri:

AlCl3. 6H20 →AlCl(OH)2 (100-200°С, —HC1, H 2 Ö) →Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl,H2O)

AlCl 3(t) + 2H20 (nem) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (Beyaz duman")

AlCl3 + 3NaON (seyreltilmiş) = Al(OH)3 (amorf) ↓ + 3NaCl

AlCl3 + 4NaOH (kons.) = Na[Al(OH)4 ] + 3NaCl

AlCl3 + 3(NH3. H2O) (kons.) = Al(OH)3 (amorf) + 3NH4Cl

AlCl3 + 3(NH3H2O) (kons.) = Al (OH) ↓ + ZNH4Cl + H20 (100°C)

2Al 3+ + 3H 2 Ö + 3SO 2- 3 = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO2 (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 (elektroliz, 800 °C ,erimedeNаСben)

Fiş AlCl'de endüstri ve - kok varlığında kaolin, alümina veya boksitin klorlanması:

Al203 + 3C (kok) + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO (900 °C)

Demir klorür( II ) F AB ben 2 . Oksijensiz tuz. Beyaz (hidrat mavimsi-yeşil), higroskopik. Ayrışmadan erir ve kaynar. Güçlü bir şekilde ısıtıldığında HCl akışında uçucudur. Fe-Cl bağları ağırlıklı olarak kovalenttir, çift FeCl2 monomerlerinden (doğrusal yapı, sp-hibridizasyon) ve Fe2Cl4 dimerlerinden oluşur. Havadaki oksijene duyarlıdır (kararır). Suda oldukça çözünür (güçlü bir ekzo-etki ile), iyonlara tamamen ayrışır ve katyonda zayıf bir şekilde hidrolize olur. Çözelti kaynatıldığında ayrışır. Asitlerle, alkalilerle, amonyak hidratla reaksiyona girer. Tipik redüktör. İyon değişimi ve kompleksleşme reaksiyonlarına girer.

Anemiye karşı ilaçların bir bileşeni olan organik sentezde katalizör olarak FeCl ve Fe2O3'ün sentezinde kullanılır.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

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

FeCl 2 (kons.) + H 2 O=FeCl (OH)↓ + HCl (kaynamak)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (kons.) = FeS04 + 2HCl (kaynamak)

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

FeCl2 + 2NaOH (dil.) = Fe(OH)2 ↓+ 2NaCl (atm'de.N 2 )

FeCl 2 + 2(NH3 . H2O) (kons.) = Fe(OH)2 ↓ + 2NH4Cl (80°C)

FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (ekstra saf, 500 °C'nin üzerinde)

4FeCl2 + O2 (hava) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl3 (T)

2FeCl 2(p) + Cl 2 (örn.) = 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- (bölünmüş) = FeS↓

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

FeСl 2 →Fe↓ + Сl 2 (90°C, HCl ile seyreltilmiş, elektroliz)

Almak e: Fe'nin hidroklorik asit ile etkileşimi:

Fe + 2HCl = FeCl2+ H2

(V endüstri Hidrojen klorür kullanılır ve işlem 500 °C'de gerçekleştirilir.

Demir klorür( III ) F AB ben 3 . Oksijensiz tuz. Siyah-kahverengi (iletilen ışıkta koyu kırmızı, yansıyan ışıkta yeşil), hidrat koyu sarıdır. Eritildiğinde kırmızı bir sıvıya dönüşür. Çok uçucudur, güçlü bir şekilde ısıtıldığında ayrışır. Fe-Cl bağları ağırlıklı olarak kovalenttir. Buhar, FeCl3 monomerlerinden (üçgen yapı, sp2 -hibridizasyon, 750 °C'nin üzerinde baskın) ve Fe2Cl6 dimerlerden (daha kesin olarak, Cl2 FeCl2 FeCl2, yapı - ortak kenarlı iki tetrahedra, sp3) oluşur -hibridizasyon, 316-750 °C'de hakimdir). FeCl kristalin hidrat. 6H 2 O, Cl 2H 2 O yapısına sahiptir. Suda oldukça çözünür, çözelti sarıdır; katyonda yüksek oranda hidrolize edilir. Sıcak suda ayrışır, alkalilerle reaksiyona girer. Zayıf oksitleyici ve indirgeyici ajan.

Bir klor maddesi, organik sentezde bir katalizör, kumaşların boyanması için bir mordan, içme suyunun arıtılması için bir pıhtılaştırıcı, elektrokaplamada bakır plakalar için bir aşındırıcı ve hemostatik ilaçların bir bileşeni olarak kullanılır.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

FeCl 3 6H 2 O=Cl + 2H 2 O (37°C)

2(FeCl8 6H2O) = Fe203 + 6HCl + 9H20 (250 °C'nin üzerinde)

FeCl3 (%10) + 4H20 = Cl - + + (sarı)

2FeCl3 (kons.) + 4H2O = + (sarı) + - (bc.)

FeCl3 (seyreltilmiş, konsantre) + 2H20 → FeCl (OH)2 ↓ + 2HCl (100°C)

FeCl3 + 3NaOH (seyreltilmiş) = FeO(OH)↓ + H2O + 3NaCl (50°C)

FeCl 3 + 3(NH3H2O) (kons., yatay) =FeO(OH)↓+H2O+3NH4Cl

4FeCl3 + 3O2 (hava) = 2Fe203 + 3Cl2 (350-500°C)

2FeCl3(p) + Cu→ 2FeCl2 + CuCl2

Amonyum Klorür N H4CI . Oksijensiz tuz, teknik adı amonyaktır. Beyaz, uçucu, termal olarak kararsız. Suda oldukça çözünür (dikkate değer bir endo-etkiyle, Q = -16 kJ), katyonda hidrolize olur. Çözelti kaynatıldığında alkalilerle ayrışır, magnezyum ve magnezyum hidroksiti çözeltiye aktarır. Nitratlarla dönüşür.

Kalitatif reaksiyon NH4 + iyonu için - alkalilerle kaynatıldığında veya sönmüş kireçle ısıtıldığında NH3'ün salınması.

İnorganik sentezde, özellikle zayıf asidik bir ortam oluşturmak için, azotlu gübrelerin, kuru galvanik hücrelerin bir bileşeni olarak, bakır ve kalaylı çelik ürünleri lehimlerken kullanılır.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

NH4Cl (t) ⇌ NH3 (g) + HCl (g) (337,8 °C'nin üstünde)

NH4Cl + NaOH (doymuş) = NaCl + NH3 + H20 (100°C)

2NH4Cl (T) + Ca(OH)2 (t) = 2NH3 + CaCl2 + 2H20 (200°C)

2NH4Cl (kons.) + Mg = H2 + MgCl2 + 2NH3 (80°C)

2NH4Cl (konsantre, yatay) + Mg(OH)2 = MgCl2 + 2NH3 + 2H2O

NH + (doymuş) + NO - 2 (doymuş) = N2 + 2H20 (100°C)

NH4Cl + KNO3 = N20 + 2H20 + KCl (230-300°C)

Fiş: NH3'ün gaz fazında HCl ile veya NH3H20'nun çözeltide HCl ile etkileşimi.

Kalsiyum hipoklorit Ca(C) ben Ç) 2 . Hipokloröz asit tuzu HClO. Beyazdır, ısıtıldığında erimeden ayrışır. Soğuk suda oldukça çözünür (renksiz bir çözelti oluşur), anyonda hidrolize olur. Reaktiftir, sıcak su ve asitlerle tamamen ayrışır. Güçlü oksitleyici ajan. Çözelti ayakta durduğunda havadaki karbondioksiti emer. Aktif bileşen klor (çamaşır suyu) kireç - CaCl2 ve Ca(OH)2 ile bileşimi belirsiz karışımlar. En önemli reaksiyonların denklemleri:

Ca(ClO)2 = CaCl2 + O2 (180°C)

Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (kons.) = CaCl + 2Cl2 + 2H20 (80°C)

Ca(ClO)2 + H2O + C02 = CaC03 ↓ + 2HClO (soğukta)

Ca(ClO)2 + 2H202 (seyreltilmiş) = CaCl2 + 2H2O + 2O2

Fiş:

2Ca(OH) 2 (süspansiyon) + 2Cl2 (g) = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O

Potasyum klorat KS 10 3 . Oksijen içeren klor asitlerinin en ünlü tuzu olan klorik asit HClO3 tuzu. Teknik ad - Berthollet tuzu(adını kaşifi C.-L. Berthollet'ten almıştır, 1786). Beyaz, ayrışmadan erir, daha fazla ısıtıldığında ayrışır. Suda oldukça çözünür (renksiz bir çözelti oluşur), hidroliz yoktur. Konsantre asitlerle ayrışır. Füzyon sırasında güçlü oksitleyici ajan.

Patlayıcı ve piroteknik karışımların, kibrit başlıklarının bir bileşeni olarak ve laboratuvarda katı bir oksijen kaynağı olarak kullanılır.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

4KlO3 = ZKlO4 + KCl (400°C)

2KlO3 = 2Kl + 3O2 (150-300 °C, kat. MPÖ 2 )

KClO 3(T) + 6HCl (kons.) = KCl + 3Cl2 + ZH20 (50-80°C)

3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (kons., yatay) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(klor dioksit ışıkta patlar: 2C102(G)= Cl2 + 2Ö 2 )

2KlO3 + E2(dış) = 2KEO3 + Cl2 (N bölümündeHAYIR 3 , E = BR, BEN)

KClO3 +H2O→H2 +KClO4 (Elektroliz)

Fiş Endüstride KClO 3 - sıcak bir KCl çözeltisinin elektrolizi (KClO 3 ürünü anotta salınır):

KCl + 3H20 →H2 + KClO3 (40-60 °C, Elektroliz)

Potasyum bromür KV R . Oksijensiz tuz. Beyaz, higroskopik değildir, ayrışmadan erir. Suda yüksek oranda çözünür, hidroliz olmaz. İndirgeyici ajan (daha zayıf

Kalitatif reaksiyon Br iyonu için - bromun KBr çözeltisinden klor ile yer değiştirmesi ve bromun organik bir çözücüye, örneğin CCl4'e ekstraksiyonu (sonuç olarak sulu katmanın rengi değişir, organik katman kahverengiye döner).

Metal gravür için dağlayıcıların bir bileşeni, fotografik emülsiyonların bir bileşeni ve bir ilaç olarak kullanılır.

En önemli reaksiyonların denklemleri:

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, elektroliz)

Fiş:

K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVR+ CO 2 + H 2 O

Potasyum iyodür K BEN . Oksijensiz tuz. Beyaz, higroskopik değil. Işıkta saklandığında sarıya döner. Suda yüksek oranda çözünür, hidroliz olmaz. Tipik redüktör. Sulu bir KI çözeltisi, kompleksleşme nedeniyle I2'yi iyice çözer.

Yüksek kalite iyon I'e reaksiyon - klor eksikliği nedeniyle iyotun KI çözeltisinden çıkarılması ve iyotun organik bir çözücüye, örneğin CCl4'e ekstraksiyonu (sonuç olarak sulu katmanın rengi değişir, organik katman mora döner).

En önemli reaksiyonların denklemleri:

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 + + H202 (%3) = I2 ↓+ 2H20

2I - + 4H + + 2N02 - = ben 2 ↓ + 2NO + 2H20

5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 Ö

I - + Ag + = AgI (sarı.) ↓

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

KI + 3H20 + 3Cl2(p) (örn.) = KIO3 + 6HCl (80°C)

KI (P) + I 2(t) = K) (P) (kor.) (“iyotlu su”)

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

Fiş:

K2C03 + 2HI = 2 binBEN+ CO 2 + H 2 O

Klor (χλωρός - yeşil) - yedinci grubun ana alt grubunun bir elemanı, D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin üçüncü periyodu, atom numarası 17. Cl (lat. Chlorum) sembolü ile gösterilir. Kimyasal olarak aktif metal olmayan. Halojen grubunun bir parçasıdır (başlangıçta "halojen" adı Alman kimyager Schweiger tarafından klor için kullanılmıştır [kelimenin tam anlamıyla "halojen" tuz olarak çevrilir), ancak yaygınlaşmamış ve daha sonra grup VII'de ortak hale gelmiştir. Klor içeren elementlerin sayısı).

Basit madde klor (CAS numarası: 7782-50-5) normal koşullar altında sarımsı yeşil renkte, keskin kokulu, zehirli bir gazdır. Diatomik klor molekülü (formül) Cl2).

Klor atom diyagramı

Klor ilk olarak 1772'de piroluzit üzerine yaptığı incelemede piroluzitin hidroklorik asit ile etkileşimi sırasında salındığını açıklayan Scheele tarafından elde edildi:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Scheele, klorun kral suyuna benzer kokusunu, altın ve zinober ile reaksiyona girme yeteneğini ve ağartma özelliklerini kaydetti.

Ancak Scheele, o dönemde kimyada hakim olan flojiston teorisine uygun olarak, klorun flojistondan arındırılmış hidroklorik asit, yani hidroklorik asit oksidi olduğunu öne sürdü. Berthollet ve Lavoisier, klorun muria elementinin bir oksidi olduğunu öne sürdüler, ancak onu izole etme girişimleri, sofra tuzunu elektroliz yoluyla sodyum ve klora ayrıştırmayı başaran Davy'nin çalışmasına kadar başarısız kaldı.

Doğada dağılım

Doğada klorun iki izotopu vardır: 35 Cl ve 37 Cl. Yerkabuğunda en yaygın halojen klordur. Klor çok aktiftir; periyodik tablonun hemen hemen tüm elementleriyle doğrudan birleşir. Bu nedenle doğada yalnızca minerallerdeki bileşikler şeklinde bulunur: halit NaCl, silvit KCl, silvinit KCl NaCl, bişofit MgCl 2 6H2O, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. En büyüğü Deniz ve okyanus sularının tuzlarında klor rezervleri bulunur.

Klor yer kabuğundaki toplam atom sayısının %0,025'ini oluşturur, klorun Clarke sayısı %0,19'dur ve insan vücudu kütlece %0,25 klor iyonu içerir. İnsan ve hayvan vücudunda klor esas olarak hücreler arası sıvılarda (kan dahil) bulunur ve ozmotik süreçlerin düzenlenmesinde ve ayrıca sinir hücrelerinin işleyişiyle ilgili süreçlerde önemli bir rol oynar.

İzotopik bileşim

Doğada klorun 2 kararlı izotopu vardır: kütle numarası 35 ve 37'dir. İçerik oranları sırasıyla %75,78 ve %24,22'dir.

Fiziksel ve fiziko-kimyasal özellikler

Normal koşullar altında klor, boğucu bir kokuya sahip, sarı-yeşil bir gazdır. Fiziksel özelliklerinden bazıları tabloda sunulmaktadır.

Klorun bazı fiziksel özellikleri

Klor, soğutulduğunda yaklaşık 239 K sıcaklıkta sıvıya dönüşür ve daha sonra 113 K'nin altında uzay grubuyla ortorombik bir kafes halinde kristalleşir. Cmca ve parametreler a=6.29 b=4.50, c=8.21. 100 K'nin altında, kristal klorun ortorombik modifikasyonu bir uzay grubuna sahip olan tetragonal hale gelir. P4 2/ncm ve kafes parametreleri a=8.56 ve c=6.12.

çözünürlük

Işıkta veya ısıtıldığında radikal bir mekanizmaya göre hidrojen ile aktif olarak (bazen patlamayla) reaksiyona girer. % 5,8 ila 88,3 hidrojen içeren klor ve hidrojen karışımları, ışınlama üzerine patlayarak hidrojen klorür oluşturur. Küçük konsantrasyonlarda klor ve hidrojen karışımı renksiz veya sarı-yeşil bir alevle yanar. Hidrojen-klor alevinin maksimum sıcaklığı 2200 °C:

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

Diğer özellikler

Suda veya alkalilerde çözündüğünde klor dismutasyona uğrayarak hipokloröz (ve ısıtıldığında perklorik) ve hidroklorik asitleri veya bunların tuzlarını oluşturur:

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

Klorun oksitleyici özellikleri

Organik maddelerle reaksiyonlar

Doymamış bileşiklere çoklu bağlar yoluyla bağlanır:

CH2 =CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

Aromatik bileşikler, katalizörlerin (örneğin, AlCl3 veya FeCl3) varlığında bir hidrojen atomunu klor ile değiştirir:

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HC1

Klor üretimi için klor yöntemleri

Endüstriyel yöntemler

Başlangıçta, klor üretimine yönelik endüstriyel yöntem Scheele yöntemine, yani piroluzitin hidroklorik asit ile reaksiyonuna dayanıyordu:

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

Suyun elektrolizi, sodyum klorürün elektrolizine paralel olarak gerçekleştiğinden, genel denklem şu şekilde ifade edilebilir:

1,80 NaCl + 0,50 H20 → 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2

Klor üretimi için elektrokimyasal yöntemin üç çeşidi kullanılır. Bunlardan ikisi katı katotla elektrolizdir: diyafram ve membran yöntemleri, üçüncüsü ise sıvı katotla elektrolizdir (cıva üretim yöntemi). Elektrokimyasal üretim yöntemleri arasında en kolay ve kullanışlı yöntem cıva katot ile elektrolizdir ancak bu yöntem metalik cıvanın buharlaşması ve sızması sonucu çevreye önemli zararlar vermektedir.

Katı katotlu diyafram yöntemi

Elektrolizör boşluğu, gözenekli bir asbest bölümü (bir diyafram) ile elektrolizörün katot ve anotunun sırasıyla yerleştirildiği katot ve anot boşluklarına bölünmüştür. Bu nedenle, böyle bir elektrolizöre genellikle diyafram adı verilir ve üretim yöntemi diyafram elektrolizidir. Doymuş anolitin (NaCl çözeltisi) akışı sürekli olarak diyafram elektrolizörünün anot boşluğuna akar. Elektrokimyasal işlem sonucunda halitin ayrışması nedeniyle anotta klor, suyun ayrışması nedeniyle katotta hidrojen açığa çıkar. Bu durumda katoda yakın bölge sodyum hidroksit ile zenginleştirilmiştir.

Katı katotlu membran yöntemi

Membran yöntemi esasen diyafram yöntemine benzer, ancak anot ve katot boşlukları katyon değiştirici polimer membranla ayrılır. Membran üretim yöntemi diyafram yöntemine göre daha verimlidir ancak kullanımı daha zordur.

Sıvı katotlu cıva yöntemi

İşlem, iletişim yoluyla birbirine bağlanan bir elektrolizör, bir ayrıştırıcı ve bir cıva pompasından oluşan bir elektrolitik banyoda gerçekleştirilir. Elektrolitik banyoda cıva, bir cıva pompasının etkisi altında, bir elektrolizörden ve bir ayrıştırıcıdan geçerek dolaşır. Elektrolizörün katotu bir cıva akışıdır. Anotlar - grafit veya düşük aşınma. Cıva ile birlikte, elektrolizörden sürekli olarak bir anolit akışı - bir sodyum klorür çözeltisi - akar. Klorürün elektrokimyasal ayrışması sonucunda anotta klor molekülleri oluşur ve katotta açığa çıkan sodyum cıva içinde çözünerek bir amalgam oluşturur.

Laboratuvar yöntemleri

Laboratuvarlarda klor üretmek için genellikle hidrojen klorürün güçlü oksitleyici maddelerle (örneğin manganez (IV) oksit, potasyum permanganat, potasyum dikromat) oksidasyonuna dayalı işlemler kullanılır:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8H20K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Klor depolama

Üretilen klor özel “tanklarda” depolanır veya yüksek basınçlı çelik silindirlere pompalanır. Basınç altında sıvı klor içeren silindirlerin özel bir rengi vardır - bataklık rengi. Klor silindirlerinin uzun süreli kullanımı sırasında, aşırı derecede patlayıcı nitrojen triklorürün içlerinde biriktiği ve bu nedenle, zaman zaman klor silindirlerinin rutin olarak nitrojen klorürle yıkanması ve temizlenmesi gerektiği unutulmamalıdır.

Klor Kalite Standartları

GOST 6718-93'e göre “Sıvı klor. Teknik Şartnamede belirtilen klor sınıflarında üretilmektedir.

Başvuru

Klor birçok endüstride, bilimde ve ev ihtiyaçlarında kullanılır:

• Polivinil klorür, plastik bileşikler, sentetik kauçuk üretiminde: tel izolasyonu, pencere profilleri, ambalaj malzemeleri, giyim ve ayakkabılar, linolyum ve plaklar, vernikler, ekipman ve köpük plastikler, oyuncaklar, alet parçaları, inşaat malzemeleri. Polivinil klorür, günümüzde çoğunlukla etilenden, ara madde 1,2-dikloroetan yoluyla klor dengeli yöntemle üretilen vinil klorürün polimerizasyonuyla üretilir.
• Klorun ağartma özellikleri uzun zamandır bilinmektedir, ancak "ağartıcı" olan klorun kendisi değil, hipokloröz asidin parçalanması sırasında oluşan atomik oksijendir: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Bu kumaş, kağıt, karton ağartma yöntemi birkaç yüzyıldır kullanılmaktadır.
• Organoklorlu böcek öldürücülerin üretimi - mahsullere zararlı böcekleri öldüren ancak bitkiler için güvenli olan maddeler. Üretilen klorun önemli bir kısmı bitki koruma ürünleri elde etmek amacıyla tüketilmektedir. En önemli böcek öldürücülerden biri heksaklorosikloheksandır (genellikle heksakloran olarak adlandırılır). Bu madde ilk olarak 1825 yılında Faraday tarafından sentezlendi, ancak pratik uygulama ancak 100 yıldan daha uzun bir süre sonra - yüzyılımızın 30'lu yıllarında - bulundu.
• Bir kimyasal savaş ajanı olarak ve diğer kimyasal savaş ajanlarının üretiminde kullanıldı: hardal gazı, fosgen.
• Suyu dezenfekte etmek için - “klorlama”. İçme suyunun dezenfekte edilmesinde en yaygın yöntem; serbest klor ve bileşiklerinin redoks işlemlerini katalize eden mikroorganizmaların enzim sistemlerini engelleme yeteneğine dayanmaktadır. İçme suyunu dezenfekte etmek için aşağıdakiler kullanılır: klor, klor dioksit, kloramin ve çamaşır suyu. SanPiN 2.1.4.1074-01, merkezi su kaynağının içme suyunda 0,3 - 0,5 mg/l'lik izin verilen serbest artık klor içeriğinin aşağıdaki sınırlarını (koridor) belirler. Rusya'daki bazı bilim adamları ve hatta politikacılar, musluk suyunun klorlanması kavramını eleştiriyor, ancak klor bileşiklerinin dezenfekte edici etkisine bir alternatif sunamıyor. Su borularının yapıldığı malzemeler klorlu musluk suyuyla farklı etkileşime girer. Musluk suyundaki serbest klor, poliolefin bazlı boru hatlarının servis ömrünü önemli ölçüde azaltır: çapraz bağlı polietilen dahil olmak üzere çeşitli polietilen boru türleri, büyük olanlar PEX (PE-X) olarak bilinir. ABD'de, klorlu su içeren su tedarik sistemlerinde kullanılmak üzere polimer malzemelerden yapılmış boru hatlarının kabulünü kontrol etmek için 3 standardı benimsemek zorunda kaldılar: borular, membranlar ve iskelet kaslarıyla ilgili olarak ASTM F2023. Bu kanallar sıvı hacminin düzenlenmesinde, transepitelyal iyon taşınmasında ve membran potansiyellerinin stabilize edilmesinde önemli işlevler yerine getirir ve hücre pH'ının korunmasında rol oynar. Klor iç dokuda, deride ve iskelet kaslarında birikir. Klor esas olarak kalın bağırsakta emilir. Klorun emilimi ve atılımı, sodyum iyonları ve bikarbonatlarla ve daha az ölçüde mineralokortikoidler ve Na + /K + -ATPaz aktivitesiyle yakından ilişkilidir. Tüm klorun %10-15'i hücrelerde birikir ve bunun 1/3 ila 1/2'si kırmızı kan hücrelerindedir. Klorun yaklaşık %85'i hücre dışı alanda bulunur. Klor vücuttan esas olarak idrar (%90-95), dışkı (%4-8) ve deri (%2'ye kadar) yoluyla atılır. Klorun atılımı sodyum ve potasyum iyonlarıyla ve karşılıklı olarak HCO3 - (asit-baz dengesi) ile ilişkilidir.

  Bir kişi günde 5-10 gr NaCl tüketir.İnsanın minimum klor ihtiyacı günde yaklaşık 800 mg'dır. Bebek gerekli miktarda kloru, 11 mmol/l klor içeren anne sütünden alır. Midede sindirimi kolaylaştıran ve patojenik bakterileri yok eden hidroklorik asit üretimi için NaCl gereklidir. Şu anda, insanlarda bazı hastalıkların ortaya çıkmasında klorun rolü, esas olarak az sayıda çalışma nedeniyle, iyi bir şekilde araştırılmamıştır. Günlük klor alımına ilişkin önerilerin bile geliştirilmediğini söylemek yeterli. İnsan kas dokusu% 0,20-0,52 klor, kemik dokusu -% 0,09; kanda - 2,89 g/l. Ortalama bir insanın vücudu (vücut ağırlığı 70 kg) 95 g klor içerir. Bir kişi her gün yiyeceklerden 3-6 g klor alır ve bu, bu elemente olan ihtiyacı fazlasıyla karşılar.

  Klor iyonları bitkiler için hayati öneme sahiptir. Klor, bitkilerde oksidatif fosforilasyonu aktive ederek enerji metabolizmasında rol oynar. İzole edilmiş kloroplastlar tarafından fotosentez sırasında oksijen oluşumu için gereklidir ve fotosentezin yardımcı süreçlerini, özellikle enerji birikimiyle ilişkili olanları uyarır. Klorun oksijen, potasyum, kalsiyum ve magnezyum bileşiklerinin kökler tarafından emilimi üzerinde olumlu etkisi vardır. Bitkilerde aşırı klor iyonu konsantrasyonunun olumsuz bir yanı da olabilir, örneğin klorofil içeriğini azaltabilir, fotosentez aktivitesini azaltabilir, bitkilerin büyümesini ve gelişmesini geciktirebilir Baskunchak klor). Klor kullanılan ilk kimyasal ajanlardan biriydi

  — Analitik laboratuvar ekipmanı, laboratuvar ve endüstriyel elektrotların kullanılması, özellikle: Cl- ve K+ içeriğini analiz eden ESR-10101 referans elektrotları.

  Klor sorguları, klor sorgularıyla bulunuruz

  Etkileşim, zehirlenme, su, reaksiyonlar ve klor üretimi

  • oksit
  • çözüm
  • asitler
  • bağlantılar
  • özellikler
  • tanım
  • dioksit
  • formül
  • ağırlık
  • aktif
  • sıvı
  • madde
  • başvuru
  • aksiyon
  • paslanma durumu
  • hidroksit

Klor ilk olarak 1772'de piroluzit üzerine yaptığı incelemede pirolüzitin hidroklorik asit ile etkileşimi sırasında salındığını açıklayan Scheele tarafından elde edildi: 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Scheele, klorun kral suyuna benzer kokusunu, altın ve zinober ile reaksiyona girme yeteneğini ve ağartma özelliklerini kaydetti. Ancak Scheele, o dönemde kimyada hakim olan flojiston teorisine uygun olarak, klorun flojistondan arındırılmış hidroklorik asit, yani hidroklorik asit oksidi olduğunu öne sürdü.
Berthollet ve Lavoisier, klorun muria elementinin bir oksidi olduğunu öne sürdüler, ancak onu izole etme girişimleri, sofra tuzunu elektroliz yoluyla sodyum ve klora ayrıştırmayı başaran Davy'nin çalışmasına kadar başarısız kaldı.
Elementin adı Yunancadan gelmektedir. clwroz- "yeşil".

Doğada olmak, almak:

Doğal klor, 35 Cl ve 37 Cl olmak üzere iki izotopun karışımıdır. Yerkabuğunda en yaygın halojen klordur. Klor çok aktif olduğundan doğada yalnızca minerallerdeki bileşikler formunda bulunur: halit NaCl, silvit KCl, silvinit KCl NaCl, bişofit MgCl 2 6H 2 O, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 · 3H 2 O. En büyük klor rezervleri deniz ve okyanus sularının tuzlarında bulunur.
Endüstriyel ölçekte klor, sodyum hidroksit ve hidrojen ile birlikte bir sofra tuzu çözeltisinin elektrolizi yoluyla üretilir:
2NaCl + 2H20 => H2 + Cl2 + 2NaOH
Organik bileşiklerin endüstriyel klorlanması sırasında bir yan ürün olan hidrojen klorürden klorun geri kazanılması için Deacon işlemi kullanılır (hidrojen klorürün atmosferik oksijenle katalitik oksidasyonu):
4HCl + O2 = 2H20 + 2Cl2
Laboratuvarlarda genellikle kullanılan işlemler, hidrojen klorürün güçlü oksitleyici maddelerle (örneğin manganez (IV) oksit, potasyum permanganat, potasyum dikromat) oksidasyonuna dayanır:
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K2Cr207 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H20

Fiziki ozellikleri:

Normal koşullar altında klor, boğucu bir kokuya sahip, sarı-yeşil bir gazdır. Klor suda ("klorlu su") gözle görülür şekilde çözünür. 20°C'de 1 hacim suda 2,3 hacim klor çözünür. Kaynama noktası = -34°C; erime noktası = -101°C, yoğunluk (gaz, n.s.) = 3.214 g/l.

Kimyasal özellikler:

Klor çok aktiftir - periyodik tablonun hemen hemen tüm elementleri, metaller ve metal olmayanlarla (karbon, nitrojen, oksijen ve atıl gazlar hariç) doğrudan birleşir. Klor, daha az aktif metal olmayanları (brom, iyot) bileşiklerinden hidrojen ve metallerle değiştiren çok güçlü bir oksitleyici maddedir:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
Suda veya alkalilerde çözündüğünde klor dismutasyona uğrayarak hipokloröz (ve ısıtıldığında perklorik) ve hidroklorik asitleri veya bunların tuzlarını oluşturur.
Cl2 + H20 HC1O + HC1;
Klor birçok organik bileşikle etkileşime girerek ikame veya ekleme reaksiyonlarına girer:
CH3 -CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl
CH2 =CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Klorun yedi oksidasyon durumu vardır: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

En önemli bağlantılar:

Hidrojen klorür HCl- Su buharı ile sis damlacıklarının oluşması nedeniyle havada duman çıkaran renksiz bir gaz. Keskin bir kokusu vardır ve solunum yollarını ciddi şekilde tahriş eder. Volkanik gazlarda ve sularda, mide suyunda bulunur. Kimyasal özellikler hangi durumda olduğuna bağlıdır (gaz halinde, sıvı veya çözelti halinde olabilir). HCl çözeltisi denir hidroklorik asit. Güçlü bir asittir ve zayıf asitleri tuzlarından uzaklaştırır. Tuzlar - klorürler- Yüksek erime noktasına sahip katı kristalli maddeler.
Kovalent klorürler- karakteristik asidik özelliklere sahip, genellikle hidroklorik asit oluşturmak üzere su ile kolayca hidrolize edilen, metal olmayan, gaz, sıvı veya eriyebilir katı maddelerden oluşan klor bileşikleri:
PCl5 + 4H20 = H3P04 + 5HCl;
Klor(I) oksit Cl2O. keskin bir kokuya sahip, kahverengimsi sarı renkli bir gaz. Solunum organlarını etkiler. Suda kolayca çözünür, hipokloröz asit oluşturur.
Hipokloröz asit HClO. Yalnızca çözümlerde bulunur. Zayıf ve kararsız bir asittir. Kolayca hidroklorik asit ve oksijene ayrışır. Güçlü oksitleyici ajan. Klor suda çözündüğünde oluşur. Tuzlar - hipoklorit, düşük stabilite (NaClO*H2O, 70 °C'de patlayıcı bir şekilde ayrışır), güçlü oksitleyici maddeler. Beyazlatma ve dezenfeksiyon için yaygın olarak kullanılır beyazlatıcı pudra, karışık tuz Ca(Cl)OCl
Klorlu asit HClO 2 serbest formunda kararsızdır, seyreltik sulu çözeltide bile hızla ayrışır. Orta kuvvette asit, tuzlar - kloritler Kural olarak renksizdirler ve suda oldukça çözünürler. Hipokloritlerin aksine, kloritler yalnızca asidik ortamda belirgin oksitleyici özellikler sergiler. Sodyum klorit NaClO 2 en yaygın olarak kullanılır (kumaşları ve kağıt hamurunu ağartmak için).
Klor(IV) oksit ClO2, hoş olmayan (keskin) bir kokuya sahip, yeşilimsi sarı bir gazdır ...
Klorik asit, HClO3 - serbest formunda kararsızdır: ClO2 ve HClO4 ile orantısızdır. Tuzlar - kloratlar; Bunlardan en önemlileri sodyum, potasyum, kalsiyum ve magnezyum kloratlardır. Bunlar güçlü oksitleyici maddelerdir ve indirgeyici maddelerle karıştırıldığında patlayıcıdır. Potasyum klorat ( Berthollet tuzu) - KClO 3, laboratuvarda oksijen üretmek için kullanılmıştı ancak yüksek tehlikesi nedeniyle artık kullanılmıyordu. Potasyum klorat çözeltileri zayıf bir antiseptik ve harici tıbbi gargara olarak kullanıldı.
Perklorik asit HClO 4 Sulu çözeltilerde perklorik asit, oksijen içeren tüm klor asitleri arasında en kararlı olanıdır. %72 HClO4'ten konsantre sülfürik asit kullanılarak elde edilen susuz perklorik asit çok stabil değildir. En güçlü monoprotik asittir (sulu çözeltide). Tuzlar - perkloratlar oksitleyici olarak kullanılır (katı yakıtlı roket motorları).

Başvuru:

Klor birçok endüstride, bilimde ve ev ihtiyaçlarında kullanılır:
- Polivinil klorür, plastik bileşikler, sentetik kauçuk üretiminde;
- Kumaş ve kağıdın ağartılmasında;
- Organoklorlu böcek öldürücülerin üretimi - mahsullere zararlı böcekleri öldüren ancak bitkiler için güvenli olan maddeler;
- Su dezenfeksiyonu için - “klorlama”;
- Gıda endüstrisinde gıda katkı maddesi E925 olarak kayıtlıdır;
- Hidroklorik asit, çamaşır suyu, bertollet tuzu, metal klorürler, zehirler, ilaçlar, gübrelerin kimyasal üretiminde;
- Saf metallerin üretimi için metalurjide: titanyum, kalay, tantal, niyobyum.

Biyolojik rol ve toksisite:

Klor en önemli biyojenik elementlerden biridir ve tüm canlı organizmaların bir parçasıdır. Hayvanlarda ve insanlarda, klor iyonları ozmotik dengenin korunmasında rol oynar; klorür iyonu, hücre zarından nüfuz etmek için optimal bir yarıçapa sahiptir. Klor iyonları bitkiler için hayati önem taşır, bitkilerde enerji metabolizmasına katılır, oksidatif fosforilasyonu aktive eder.
Basit bir madde halindeki klor zehirlidir; akciğerlere girerse akciğer dokusunun yanmasına ve boğulmaya neden olur. Havadaki yaklaşık 0,006 mg/l konsantrasyonunda (yani klor kokusunu algılama eşiğinin iki katı) solunum yolu üzerinde tahriş edici etkiye sahiptir. Klor, Almanya'nın Birinci Dünya Savaşı'nda kullandığı ilk kimyasal ajanlardan biriydi.

Korotkova Y., Shvetsova I.
HF Tyumen Devlet Üniversitesi, 571 grubu.

Kaynaklar: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl, vb.,
Rusya Kimya Teknik Üniversitesi'nin web sitesi adını almıştır. D.I. Mendeleev: