Klorun temel özellikleri. Klor: özellikleri, uygulaması, üretimi. Klorun kimyasal özellikleri
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 + 5KSl + 3H20
2КlO3 + H2C204 = K2C03 + C02 + H2O + 2ClO2
yeşilimsi sarı dioksit oluşur (en. - 59 °C, en. + 10 °C). Serbest ClO2 kararsızdır ve ayrışabilir.
Örnek olarak klor kullanılarak ana alt grubun VII. grubunun elemanlarının özellikleri
Alt grubun genel özellikleri
Tablo 1. Alt grup VIIA'nın elemanlarının isimlendirilmesi
P elementleri, tipik, metal olmayanlar (astatin bir yarı metaldir), halojenler.
Hal elementinin elektron diyagramı (Hal ≠ F):
Alt grup VIIA'nın elemanları aşağıdaki değerlerle karakterize edilir:
Tablo 2. Değerlik
3. Alt grup VIIA'nın elemanları aşağıdaki oksidasyon durumlarıyla karakterize edilir:
Tablo 3. Elementlerin oksidasyon durumları
Kimyasal bir elementin özellikleri
Klor VII A grubunun bir elementidir. Seri numarası 17
Bağıl atom kütlesi: 35,4527 a. em (g/mol)
Proton, nötron, elektron sayısı: 17,18,17
Atomik yapı:
Elektronik formül:
Tipik oksidasyon durumları: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
İyonlaşma enerjisi: 1254,9(13,01) kJ/mol (eV)
Elektron ilgisi: 349 (kJ/mol)
Pauling'e göre elektronegatiflik: 3.20
Basit bir maddenin özellikleri
Bağ tipi: kovalent polar olmayan
İki atomlu molekül
İzotoplar: 35 Cl (%75,78) ve 37 Cl (%24,22)
Kristal kafes tipi: moleküler
Termodinamik parametreler
Tablo 4
Fiziksel özellikler
Tablo 5
Kimyasal özellikler
Sulu bir klor çözeltisi yüksek oranda dismutasyona uğramıştır (“klorlu su”)
Aşama 1: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
Aşama 2: HOCl = HCl + [O] – atomik oksijen
Alt gruptaki oksitleme kapasitesi flordan iyota doğru azalır = ˃
Klor güçlü bir oksitleyici ajandır:
1. Basit maddelerle etkileşim
a) hidrojen ile:
Cl2 + H2 = 2HCl
b) metallerle:
Cl2 + 2Na = 2NaCl
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
c) daha az elektronegatif ametallerle:
3Cl2 + 2P = 2PCl3
Cl2 + S = SCl2
Oksijen, karbon ve nitrojen ile doğrudan klor tepki vermiyor!
2. Karmaşık maddelerle etkileşim
a) suyla: yukarıya bakın
b) asitlerle: tepki vermiyor!
c) alkali çözeltilerle:
soğukta: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
ısıtıldığında: 3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
e) birçok organik maddeyle:
Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HC1
En önemli klor bileşikleri
Hidrojen klorür, hidrojen klorür(HCl) keskin bir kokuya sahip, renksiz, termal olarak kararlı bir gazdır (normal koşullar altında), nemli havada duman çıkarır, hidroklorik (hidroklorik) asit oluşturmak için suda (su hacmi başına 500 hacme kadar gaza kadar) kolayca çözünür. -114,22 °C'de HCl katı hale dönüşür. Katı halde, hidrojen klorür iki kristal modifikasyon formunda bulunur: ortorombik, aşağıda stabil ve kübik.
Hidrojen klorürün sulu çözeltisine hidroklorik asit denir. Suda çözündüğünde aşağıdaki işlemler meydana gelir:
HCl g + H 2 Ö l = H 3 Ö + l + Cl - l
Çözünme süreci oldukça ekzotermiktir. HCl su ile azeotropik bir karışım oluşturur. Güçlü bir monoprotik asittir. Hidrojenin solundaki voltaj serisindeki tüm metallerle, bazik ve amfoterik oksitler, bazlar ve tuzlarla enerjik olarak etkileşime girerek tuzlar oluşturur - klorürler:
Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O
Güçlü oksitleyici maddelere maruz kaldığında veya elektroliz sırasında hidrojen klorür indirgeyici özellikler sergiler:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Isıtıldığında hidrojen klorür oksijenle oksitlenir (katalizör - bakır(II) klorür CuCl2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O +2 Cl 2
Ancak konsantre hidroklorik asit bakırla reaksiyona girerek tek değerlikli bir bakır kompleksi oluşturur:
2 Cu + 4 HC1 → 2 H + H 2
Hacimce 3 kısım konsantre hidroklorik asit ve hacimce 1 kısım konsantre nitrik asitten oluşan karışıma "aqua regia" adı verilir. Aqua regia altın ve platini bile çözebilir. Kraliyet suyunun yüksek oksidatif aktivitesi, içindeki başlangıç maddeleri ile dengede olan nitrosil klorür ve klorun varlığından kaynaklanmaktadır:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
Çözeltideki yüksek klorür iyonu konsantrasyonu nedeniyle metal, çözünmesini teşvik eden bir klorür kompleksine bağlanır:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Hidrojen klorür aynı zamanda çoklu bağlara ilave reaksiyonları (elektrofilik ilave) ile de karakterize edilir:
R-CH=CH2 + HC1 → R-CHCl-CH3
R-C≡CH + 2 HC1 → R-CCl2-CH3
Klor oksitler- genel formüle sahip, klor ve oksijenin inorganik kimyasal bileşikleri: Cl x O y.
Klor aşağıdaki oksitleri oluşturur: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Ek olarak aşağıdakiler de bilinmektedir: kısa ömürlü radikal ClO, klor peroksit radikali ClOO ve klor tetroksit radikali ClO4.
Aşağıdaki tablo kararlı klor oksitlerin özelliklerini göstermektedir:
Tablo 6
| Mülk | Cl2O | ClO2 | ClOCIO3 | Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (g) | Cl2O7 |
| Odanın rengi ve durumu. sıcaklık | Sarı-kahverengi gaz | Sarı-yeşil gaz | Açık sarı sıvı | Koyu kırmızı sıvı | Renksiz sıvı |
| Klorun oksidasyon durumu | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
| T. pl., °C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
| Bp sıcaklığı, °C | 2,0 | 44,5 | |||
| D(f, 0°C), g*cm -3 | - | 1,64 | 1,806 | - | 2,02 |
| ΔH° numunesi (gaz, 298 K), kJ*mol -1 | 80,3 | 102,6 | ~180 | (155) | |
| ΔG° numunesi (gaz, 298 K), kJ*mol -1 | 97,9 | 120,6 | - | - | - |
| S° numunesi (gaz, 298 K), J*K -1 *mol -1 | 265,9 | 256,7 | 327,2 | - | - |
| Dipol momenti μ, D | 0,78 ± 0,08 | 1,78 ± 0,01 | - | - | 0,72 ± 0,02 |
Klor oksit (I), diklor oksit, hipokloröz asit anhidrit - oksijen ile +1 oksidasyon durumunda bir klor bileşiği.
Normal koşullar altında, kloru anımsatan karakteristik bir kokuya sahip, kahverengimsi sarı bir gazdır. 2 °C'nin altındaki sıcaklıklarda sıvının rengi altın kırmızısıdır. Toksik: Solunum yollarını etkiler. Kendiliğinden yavaş yavaş ayrışır:
Yüksek konsantrasyonlarda patlayıcı. Normal şartlarda yoğunluğu 3,22 kg/m³'tür. Karbon tetraklorürde çözünür. Zayıf hipokloröz asit oluşturmak için suda çözünür:
Alkalilerle hızlı reaksiyona girer:
Cl20 + 2NaOH (dil.) = 2NaClO + H20
Klor dioksit- asit oksit. Suda çözündüğünde klorlu ve perklorik asitler oluşur (orantısızlık reaksiyonu). Seyreltik çözeltiler karanlıkta stabildir ve ışıkta yavaşça ayrışır:
Klor dioksit- klor oksit ( IV), bir klor ve oksijen bileşiği, formül: ClO 2.
Normal koşullar altında ClO2, karakteristik bir kokuya sahip kırmızımsı sarı bir gazdır. 10 °C'nin altındaki sıcaklıklarda ClO2 kırmızı-kahverengi bir sıvıdır. Düşük stabilite, ışıkta, oksitleyici maddelerle temas ettiğinde ve ısıtıldığında patlar. Suda iyice eritelim. Patlayıcı tehlikesi nedeniyle klor dioksit sıvı olarak depolanamaz.
Asidik oksit. Suda çözündüğünde klorlu ve perklorik asitler oluşur (orantısızlık reaksiyonu). Seyreltik çözeltiler karanlıkta stabildir ve ışıkta yavaşça ayrışır:
Ortaya çıkan klorlu asit çok kararsızdır ve ayrışır:
Redoks özellikleri sergiler.
2ClO2 + 5H2SO4 (dil.) + 10FeS04 = 5Fe2 (SO4)3 + 2HCl + 4H2O
ClO2 + 2NaOH soğuk. = NaClO2 + NaClO3 + H20
ClO2 + O3 = ClO3 + O2
ClO2 birçok organik bileşikle reaksiyona girer ve orta kuvvette bir oksitleyici madde olarak görev yapar.
Hipokloröz asit- HClO, klorun +1 oksidasyon durumuna sahip olduğu çok zayıf bir monoprotik asit. Yalnızca çözümlerde bulunur.
Sulu çözeltilerde, hipokloröz asit kısmen bir protona ve hipoklorit anyonu ClO -'ye ayrışır:
Dengesiz. Hipokloröz asit ve tuzları - hipoklorit- güçlü oksitleyici maddeler. Hidroklorik asit HCl ile reaksiyona girerek moleküler klor oluşturur:
HClO + NaOH (seyreltilmiş) = NaClO + H20 
klorlu asit- HClO 2, orta kuvvette bir monobazik asit.
Serbest formundaki klorlu asit HClO2, seyreltik bir sulu çözeltide bile hızla ayrışır;
Alkaliler tarafından nötralize edilir.
HClO2 + NaOH (seyreltik soğuk) = NaClO2 + H20
Bu asidin anhidriti bilinmiyor.
Tuzlarından bir asit çözeltisi hazırlanır - kloritler ClO2'nin alkali ile etkileşimi sonucu oluşur:
Redoks özellikleri sergiler.
5HClO2 + 3H2SO4 (seyreltilmiş) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Klorik asit- HClO 3, klorun +5 oksidasyon durumuna sahip olduğu güçlü bir monobazik asit. Ücretsiz biçimde alınmadı; soğukta %30'un altındaki konsantrasyonlarda sulu çözeltilerde oldukça stabildir; daha konsantre çözeltilerde ayrışır:
Hipokloröz asit güçlü bir oksitleyici maddedir; Oksitleyici kapasite artan konsantrasyon ve sıcaklıkla artar. HClO3 kolaylıkla hidroklorik asite indirgenir:
HClO3 + 5HCl (kons.) = 3Cl2 + 3H20
HClO3 + NaOH (seyreltilmiş) = NaClO3 + H20
SO2 ve hava karışımı kuvvetli asidik bir çözeltiden geçirildiğinde klor dioksit oluşur:
Örneğin %40 perklorik asitte filtre kağıdı tutuşur.
8. Doğada olmak:
Yer kabuğunda en yaygın halojen klordur. Klor çok aktif olduğundan doğada yalnızca mineral bileşikleri halinde bulunur.
Tablo 7. Doğada Bulgular
Tablo 7. Mineral formları
En büyük klor rezervleri deniz ve okyanus sularının tuzlarında bulunur.
Fiş
Klor üretimine yönelik kimyasal yöntemler etkisiz ve pahalıdır. Bugün esas olarak tarihsel öneme sahipler. Potasyum permanganatın hidroklorik asitle reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilir:
Scheele yöntemi
Başlangıçta, klor üretimine yönelik endüstriyel yöntem Scheele yöntemine, yani piroluzitin hidroklorik asit ile reaksiyonuna dayanıyordu:
Deacon Yöntemi
Hidrojen klorürün atmosferik oksijenle katalitik oksidasyonu yoluyla klor üretme yöntemi.
Elektrokimyasal yöntemler
Günümüzde klor, endüstriyel ölçekte sodyum hidroksit ve hidrojen ile birlikte, bir sofra tuzu çözeltisinin elektrolizi ile üretilmekte olup, ana işlemleri aşağıdaki özet formülle temsil edilebilmektedir:
Başvuru
· Klor içeren polimerlerden yapılmış pencere profili
· Ağartıcıların ana bileşeni Labarraco suyudur (sodyum hipoklorit)
· Polivinil klorür, plastik bileşikler, sentetik kauçuk üretiminde.
· Organoklorin üretimi. Üretilen klorun önemli bir kısmı bitki koruma ürünleri elde etmek amacıyla tüketilmektedir. En önemli böcek öldürücülerden biri heksaklorosikloheksandır (genellikle heksakloran olarak adlandırılır).
· Kimyasal savaş ajanı olarak ve diğer kimyasal savaş ajanlarının üretiminde kullanılır: hardal gazı, fosgen.
· Su dezenfeksiyonu için - “klorlama”.
· Gıda sektöründe gıda katkı maddesi E925 olarak kayıtlıdır.
· Hidroklorik asit, çamaşır suyu, berthollet tuzu, metal klorürler, zehirler, ilaçlar, gübrelerin kimyasal üretiminde.
· Saf metallerin üretimi için metalurjide: titanyum, kalay, tantal, niyobyum.
· Klor-argon dedektörlerinde güneş nötrinolarının göstergesi olarak.
Pek çok gelişmiş ülke, klor içeren atıkların yakılmasının önemli miktarda dioksin üretmesi de dahil olmak üzere, günlük yaşamda klor kullanımını sınırlamaya çalışmaktadır.
Klor doğada yaygın bir elementtir; yer kabuğundaki klor içeriği » ağırlıkça %0,02'dir. %. Serbest halde volkanik gazlarda az miktarda bulunur. Doğada klor esas olarak klorür formunda bulunur. Klor birçok mineralin bir parçasıdır ve bunlardan en önemlileri şunlardır: NaCl - halit (kaya tuzu), KCl - silvit, KCl × MgCl 2 × 6 H2O - karnalit.
Deniz suyunda çok fazla klor var - ortalama% 1,9. Bunun nedeni, kayalardan yıkanan klorun hiçbir yerde kalamaması (hemen hemen tüm metal klorürler çözünür) ve nehirler yoluyla denizlere ve okyanuslara taşınmasıdır. Ancak deniz suyuna karışan klorun kıtalara geri dönemeyeceğini düşünmemek gerekir. Rüzgar, okyanusların, denizlerin ve tuz göllerinin yüzeyinden tuzlu tozu taşıyarak klorun ters göçünde önemli bir rol oynar. Böylece klor madde döngüsüne katılır. Ancak kurak ve çöl bölgelerde suyun yoğun buharlaşması sonucu yeraltı suyundaki klor konsantrasyonu büyük oranda artar. Özellikle ovalarda tuz bataklıkları bu şekilde oluşur. Dünya çapında çeşitli kaynaklardan her yıl yüz milyonlarca ton klor üretilmektedir.
Klorür çözeltileri canlı organizmaların önemli bir bileşenidir. İnsan vücudundaki klor içeriği% 0,25, kan plazmasında -% 0,35'tir. Bir yetişkinin vücudu 200 g'dan fazla sodyum klorür içerir ve bunun 45 g'ı kanda çözülür. Yiyeceklerde ve doğal sularda genellikle normal insan gelişimi için yeterli miktarda klor bulunmaz, bu nedenle insanlar eski çağlardan beri yiyeceklerine tuz katmaktadır. Klor ayrıca hayvan yemine de dahil edilir. Bitkiler hayvanlardan farklı olarak hiçbir zaman klor eksikliği yaşamazlar.
Klor muhtemelen simyacılar tarafından elde edildi, ancak keşfi ünlü İsveçli kimyager Carl Wilhelm Scheele'nin adıyla ilişkilendiriliyor. Çok sayıda klor bileşiği elbette Scheele'den çok önce biliniyordu. Bu element, en ünlüsü sofra tuzu da dahil olmak üzere birçok tuzun bir parçasıdır. 1774 yılında Scheele, siyah mineral pirolusiti konsantre hidroklorik asitle ısıtarak serbest formdaki kloru izole etti: MnO2 + 4HCl® Cl2 + MnCl2 + 2H2O.
İlk başta kimyagerler kloru bir element olarak değil, bilinmeyen element muria'nın (Latince muria - tuzlu sudan) oksijenle kimyasal bir bileşiği olarak görüyorlardı. Hidroklorik asidin (murik asit olarak adlandırıldı) kimyasal olarak bağlı oksijen içerdiğine inanılıyordu. Bununla birlikte, oksijeni klordan “yırtmaya” yönelik sayısız girişim hiçbir sonuç vermedi. Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac ve Louis Jacques Thenard tarafından yapılan benzer deneyler sonucunda klorun oksijen içermediği ve basit bir madde olduğu ortaya çıktı. Klorun hidrojenle reaksiyonunda gazların niceliksel oranını analiz eden Gay-Lussac'ın deneyleri de aynı sonuca varmıştır.
1811'de Davy, yeni element için Yunancadan "klor" adını önerdi. "kloros" - sarı-yeşil. Bu tam olarak klorun rengidir. Bir yıl sonra Gay-Lussac bu ismi "klor" olarak "kısalttı". Ama yine de İngilizler (ve Amerikalılar) bu elemente “klor” diyor, Fransızlar ise klor diyor. Almanlar da kısaltılmış ismi benimsedi.
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 bilgi. 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, bischofite 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 sadece 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 bağ ekleyerek çeşitli klor içeren organik bileşikler oluşturur.
Klor, diğer halojenlerle interhalojen bileşikleri oluşturur. Florürler ClF, ClF3, ClF3 çok reaktiftir; örneğin ClF 3 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 pirolusit 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, bir grafit veya oksit titanyum-rutenyum anot üzerinde klor gazı salınır. Birinci yönteme göre, katotta hidrojen açığa çıkar ve ticari kostik sodanın 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. Yapay bitki yetiştiriciliğine 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.
Umumi tuvaletlere ne kadar olumsuz baksak da doğa kendi kurallarını koyuyor ve biz de onları ziyaret etmek zorundayız. Doğal (belirli bir yer için) kokulara ek olarak, bir diğer yaygın aroma ise odayı dezenfekte etmek için kullanılan çamaşır suyudur. Adını içindeki ana etken madde olan Cl'den almıştır. Bu kimyasal elementi ve özelliklerini öğrenelim ve ayrıca kloru periyodik tablodaki konumuna göre karakterize edelim.
Bu element nasıl keşfedildi?
Klor içeren bir bileşik (HCl) ilk kez 1772'de İngiliz rahip Joseph Priestley tarafından sentezlendi.
İki yıl sonra İsveçli meslektaşı Karl Scheele, hidroklorik asit ile manganez dioksit arasındaki reaksiyonu kullanarak Cl'yi izole etmek için bir yöntem tanımlayabildi. Ancak bu kimyager, bunun sonucunda yeni bir kimyasal elementin sentezlendiğini anlamadı.
Bilim adamlarının pratikte klorun nasıl üretileceğini öğrenmesi neredeyse 40 yıl sürdü. Bu ilk kez 1811'de İngiliz Humphry Davy tarafından yapıldı. Aynı zamanda teorik öncüllerinden farklı bir tepki kullandı. Davy, NaCl'yi (çoğunlukla sofra tuzu olarak bilinir) bileşenlerine ayırmak için elektrolizi kullandı.
Ortaya çıkan maddeyi inceledikten sonra İngiliz kimyager onun elementel olduğunu fark etti. Bu keşiften sonra Davy, ona sadece klor adını vermekle kalmadı, aynı zamanda çok ilkel olmasına rağmen kloru karakterize etmeyi de başardı.
Klor, Joseph Gay-Lussac sayesinde klora (klor) dönüştü ve bu haliyle bugün Fransızca, Almanca, Rusça, Belarusça, Ukraynaca, Çekçe, Bulgarca ve diğer bazı dillerde mevcuttur. İngilizce'de "klor" adı hala kullanılmaktadır ve İtalyanca ve İspanyolca'da "kloro" adı kullanılmaktadır.
Söz konusu element 1826'da Jens Berzelius tarafından daha ayrıntılı olarak tanımlandı. Atom kütlesini belirleyebilen oydu.
Klor (Cl) nedir
Bu kimyasal elementin keşfinin tarihini göz önünde bulundurarak onun hakkında daha fazla şey öğrenmeye değer.
Klor ismi Yunanca χλωρός (“yeşil”) kelimesinden türetilmiştir. Bu maddenin sarımsı-yeşilimsi rengi nedeniyle verilmiştir.
Klorun kendisi iki atomlu bir gaz olan Cl2 olarak bulunur, ancak doğada neredeyse hiçbir zaman bu formda bulunmaz. Daha sıklıkla çeşitli bileşiklerde görülür.
Kendine özgü renk tonuna ek olarak klor, tatlımsı-ekşi bir kokuyla da karakterize edilir. Çok zehirli bir maddedir, bu nedenle havaya salındığında ve bir kişi veya hayvan tarafından solunduğunda birkaç dakika içinde (Cl konsantrasyonuna bağlı olarak) ölüme yol açabilir.
Klor havadan neredeyse 2,5 kat daha ağır olduğundan her zaman onun altında, yani yere yakın bir yerde bulunacaktır. Bu nedenle Cl varlığından şüpheleniyorsanız mümkün olduğu kadar yükseğe çıkmalısınız çünkü bu gazın konsantrasyonu daha düşük olacaktır.
Ayrıca, diğer bazı toksik maddelerin aksine, klor içeren maddeler, görsel olarak tanımlanmalarına ve önlem alınmasına olanak tanıyan karakteristik bir renge sahiptir. Çoğu standart gaz maskesi, solunum sistemini ve mukoza zarlarını Cl'den korumaya yardımcı olur. Ancak tam güvenlik için zehirli maddenin etkisiz hale getirilmesi de dahil olmak üzere daha ciddi önlemlerin alınması gerekiyor.
Kimyasal silahların tarihinin 1915'te Almanlar tarafından zehirli bir gaz olarak klorun kullanılmasıyla başladığını belirtmekte fayda var. 200 tona yakın maddenin kullanımı sonucu birkaç dakika içinde 15 bin kişi zehirlendi. Üçte biri neredeyse anında öldü, üçte biri kalıcı hasar aldı ve yalnızca 5 bin kişi kaçmayı başardı.
Neden bu kadar tehlikeli bir madde hâlâ yasaklanmıyor ve her yıl milyonlarca ton maden çıkarılıyor? Her şey onun özel özellikleriyle ilgilidir ve bunları anlamak için klorun özelliklerini dikkate almaya değer. Bunu yapmanın en kolay yolu periyodik tabloyu kullanmaktır.
Periyodik sistemdeki klorun özellikleri
Halojen olarak klor
Aşırı toksisitesine ve keskin kokusuna ek olarak (bu grubun tüm temsilcilerinin özelliği), Cl suda oldukça çözünür. Bunun pratik teyidi, havuz suyuna klor içeren deterjanların eklenmesidir.
Nemli hava ile temas ettiğinde söz konusu madde duman çıkarmaya başlar.
Cl'nin metal olmayan özellikleri
Klorun kimyasal özellikleri göz önüne alındığında metalik olmayan özelliklerine dikkat etmek önemlidir.
Hemen hemen tüm metaller ve metal olmayanlarla bileşik oluşturma özelliğine sahiptir. Bir örnek demir atomlarıyla reaksiyondur: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.
Reaksiyonları gerçekleştirmek için genellikle katalizörlerin kullanılması gerekir. H2O bu rolü oynayabilir.
Genellikle Cl ile reaksiyonlar endotermiktir (ısıyı emerler).
Kristal formda (toz halinde) klorun metallerle yalnızca yüksek sıcaklıklara ısıtıldığında etkileşime girdiğine dikkat etmek önemlidir.
Diğer metal olmayanlarla (O2, N, F, C ve atıl gazlar hariç) reaksiyona giren Cl, bileşikler - klorürler oluşturur.
O 2 ile reaksiyona girdiğinde ayrışmaya yatkın son derece kararsız oksitler oluşur. Bunlarda Cl'nin oksidasyon durumu +1 ila +7 arasında kendini gösterebilir.
F ile etkileşime girdiğinde florürler oluşur. Oksidasyon dereceleri farklı olabilir.
Klor: maddenin fiziksel özelliklerine göre özellikleri
Söz konusu elementin kimyasal özelliklerinin yanı sıra fiziksel özellikleri de bulunmaktadır.
Sıcaklığın Cl'nin toplanma durumu üzerindeki etkisi
Klor elementinin fiziksel özelliklerini incelediğimizde farklı toplanma durumlarına dönüşebildiğini anlıyoruz. Her şey sıcaklığa bağlıdır.
Normal durumunda Cl oldukça aşındırıcı özelliklere sahip bir gazdır. Ancak kolaylıkla sıvılaşabilir. Bu sıcaklık ve basınçtan etkilenir. Örneğin 8 atmosfer ve sıcaklık +20 santigrat derece ise Cl2 asit sarısı bir sıvıdır. Basıncın da artmaya devam etmesi durumunda bu toplanma durumunu +143 dereceye kadar koruyabilmektedir.
-32 °C'ye ulaştığında klorun durumu basınca bağlı olmaktan çıkar ve sıvı kalmaya devam eder.
Maddenin kristalleşmesi (katı hal) -101 derecede meydana gelir.
Cl doğada nerede bulunur?
Klorun genel özelliklerini göz önünde bulundurarak, böylesine karmaşık bir elementin doğada nerede bulunabileceğini bulmaya değer.
Yüksek reaktivitesi nedeniyle neredeyse hiçbir zaman saf haliyle bulunmaz (bu nedenle bilim adamlarının bu elementi ilk kez incelediklerinde onu nasıl sentezleyeceklerini öğrenmeleri yıllar aldı). Tipik olarak Cl, çeşitli minerallerdeki bileşiklerde bulunur: halit, silvit, kainit, bişofit vb.
En önemlisi deniz veya okyanus suyundan elde edilen tuzlarda bulunur.
Vücut üzerindeki etkisi
Klorun özellikleri göz önüne alındığında, aşırı derecede zehirli olduğu defalarca söylenmiştir. Üstelik maddenin atomları sadece minerallerde değil, bitkilerden insana kadar hemen hemen tüm organizmalarda bulunur.
Özel özellikleri nedeniyle Cl iyonları hücre zarlarına diğerlerinden daha iyi nüfuz eder (bu nedenle insan vücudundaki tüm klorun% 80'inden fazlası hücreler arası boşlukta bulunur).
Cl, K ile birlikte su-tuz dengesinin düzenlenmesinden ve bunun sonucunda ozmotik eşitlikten sorumludur.
Vücuttaki bu kadar önemli bir role rağmen, saf haliyle Cl2, hücrelerden tüm organizmalara kadar tüm canlıları öldürür. Ancak kontrollü dozlarda ve kısa süreli maruz kalma durumunda hasara yol açacak zamanı yoktur.
İkinci ifadenin çarpıcı bir örneği herhangi bir yüzme havuzudur. Bildiğiniz gibi bu tür kurumlardaki sular Cl ile dezenfekte ediliyor. Üstelik bir kişi böyle bir tesisi nadiren ziyaret ederse (haftada veya ayda bir), bu maddenin sudaki varlığından muzdarip olması pek olası değildir. Bununla birlikte, bu tür kurumların çalışanları, özellikle de neredeyse tüm günü suda geçirenler (kurtarıcılar, eğitmenler), sıklıkla cilt hastalıklarından muzdariptir veya bağışıklık sistemi zayıftır.
Tüm bunlarla bağlantılı olarak havuzları ziyaret ettikten sonra mutlaka duş almalısınız - cildinizdeki ve saçlarınızdaki olası klor kalıntılarını yıkamak için.
Cl'in insan kullanımları
Klorun özelliklerinden "kaprisli" bir element olduğunu (diğer maddelerle etkileşim söz konusu olduğunda) hatırlayarak, endüstride oldukça sık kullanıldığını bilmek ilginç olacaktır.
Öncelikle birçok maddenin dezenfekte edilmesinde kullanılmaktadır.
Cl ayrıca mahsulleri zararlılardan korumaya yardımcı olan belirli türdeki pestisitlerin üretiminde de kullanılır.
Bu maddenin periyodik tablonun hemen hemen tüm elementleri ile etkileşime girme yeteneği (metal olmayan bir klorun özelliği), kireç ve hidroklorik asitin yanı sıra belirli metal türlerinin (Ti, Ta ve Nb) çıkarılmasına yardımcı olur. .
Yukarıdakilerin hepsine ek olarak Cl, endüstriyel maddelerin (polivinil klorür) ve ilaçların (klorheksidin) üretiminde kullanılır.
Bugün daha etkili ve güvenli bir dezenfektanın bulunduğunu belirtmekte fayda var - ozon (O3). Ancak üretimi klordan daha pahalıdır ve bu gaz klordan bile daha kararsızdır (fiziksel özelliklerin kısa açıklaması 6-7 puandır). Bu nedenle, çok az kişinin klorlama yerine ozonlamayı kullanmaya gücü yetmektedir.
Klor nasıl üretilir?
Günümüzde bu maddenin sentezi için pek çok yöntem bilinmektedir. Hepsi iki kategoriye ayrılır:
- Kimyasal.
- Elektrokimyasal.
İlk durumda, kimyasal reaksiyon nedeniyle Cl elde edilir. Ancak pratikte oldukça maliyetli ve etkisizdirler.
Bu nedenle endüstri elektrokimyasal yöntemleri (elektroliz) tercih etmektedir. Bunlardan üçü var: diyafram, membran ve cıva elektrolizi.