Glavni industrijski način dobijanja je koncentrirani NaCl (Sl. 96). Istovremeno se oslobađa (2Sl' - 2e– \u003d Sl 2), a (2N + 2e - \u003d H 2) se oslobađa u katodnom prostoru i formira NaOH.

U laboratorijskoj pripremi, djelovanje MnO 2 ili KMnO 4 obično se koristi na:

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

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

Sličan je po svojoj karakterističnoj hemijskoj funkciji - također je aktivan monovalentni metaloid. Međutim, to je manje od . Prema tome, potonji je u stanju da se istisne iz jedinjenja.

Interakcija sa H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

u normalnim uslovima, odvija se izuzetno sporo, ali kada se mešavina zagreje ili njeno jako osvetljenje (direktno sunčeva svetlost, gorenje itd.) je popraćeno .

NaCl + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

Prvi od njih djelomično se odvija već u normalnim uvjetima i gotovo potpuno - sa slabim zagrijavanjem; drugi se izvodi samo na višim . Za izvođenje procesa koriste se mehaničke mašine visokih performansi.

Cl 2 + H 2 O \u003d Hcl + HOCl

Kao nestabilno jedinjenje, HCl se polako raspada čak iu tako razblaženom rastvoru. naziva hipohlorna kiselina, ili. Sam HOCl i njegovi su veoma jaki.

Najlakši način da se to postigne je dodavanjem u reakcionu smjesu. Budući da će se, kako nastaje H, OH "vezati u nedisocirane, pomjeraće se udesno. Koristeći, na primjer, NaOH, imamo:

Cl 2 + H 2 O<–––>HOCl + HCl

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

ili općenito:

Cl 2 + 2NaOH –––> NaOCl + NaCl + H 2 O

Kao rezultat interakcije s, dakle, dobiva se mješavina hipohlornog i. Dobiveni ("") ima jaka oksidirajuća svojstva i naširoko se koristi za izbjeljivanje i.

1) HOCl \u003d HCl + O

2) 2HOCl \u003d H 2 O + Cl 2 O

3) 3HOCl \u003d 2HCl + HClO 3

Svi ovi procesi mogu da se odvijaju istovremeno, ali njihove relativne stope snažno zavise od postojećih uslova. Promjenom potonjeg moguće je osigurati da transformacija ide gotovo u potpunosti u bilo kojem smjeru.

Pod utjecajem direktne sunčeve svjetlosti, razgradnja se odvija duž prvog od njih. Također se odvija u prisustvu onih koji se lako mogu pričvrstiti, a neki (na primjer ").

Razgradnja HOCl prema trećem tipu posebno se lako odvija kada se zagrije. Stoga je djelovanje na vruće izraženo ukupnom jednačinom:

ZCl 2 + 6KOH \u003d KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

2KSlO 3 + H 2 C 2 O 4 \u003d K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

nastaje zelenkasto-žuti dioksid (g. pl. - 59 ° C, bp. + 10 ° C). Slobodni ClO 2 je nestabilan i može se razgraditi sa

Godine 1774. Carl Scheele, hemičar iz Švedske, prvi je dobio hlor, ali se vjerovalo da to nije poseban element, već vrsta hlorovodonične kiseline (kalorizatora). Elementarni hlor je početkom 19. veka dobio G. Davy, koji je elektrolizom razložio kuhinjsku so na hlor i natrijum.

Klor (od grčkog χλωρός - zeleno) je element XVII grupe periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, ima atomski broj 17 i atomsku masu 35.452. Prihvaćena oznaka Cl (od lat Chlorum).

Biti u prirodi

Hlor je najčešći halogen u zemljinoj kori, najčešće u obliku dva izotopa. Zbog svoje hemijske aktivnosti nalazi se samo u obliku jedinjenja mnogih minerala.

Hlor je otrovan gas žuto-zelene boje smrad i slatkog ukusa. Bio je to hlor koji je, nakon njegovog otkrića, predložen da se nazove halogen, uvršten je u istoimenu grupu kao jedan od hemijski najaktivnijih nemetala.

Dnevne potrebe za hlorom

Normalno, zdrava odrasla osoba treba da dobije 4-6 g hlora dnevno, potreba za tim se povećava sa aktivnim fizička aktivnost ili vruće vrijeme (sa pojačanim znojenjem). Obično tijelo prima dnevnu normu iz hrane uz uravnoteženu ishranu.

Glavni snabdjevač klorom tijelu je kuhinjska so - pogotovo ako nije podvrgnuta toplinskoj obradi, pa je bolje soliti već pripremljena jela. Takođe sadrže hlor, plodove mora, meso i, i,.

Interakcija sa drugima

Kiselinsko-bazni i vodeni balans u tijelu regulira hlor.

Znakovi nedostatka hlora

Nedostatak hlora je uzrokovan procesima koji dovode do dehidracije organizma - jakim znojenjem na vrućini ili pri fizičkom naporu, povraćanjem, proljevom i nekim bolestima mokraćnog sistema. Znakovi nedostatka hlora su letargija i pospanost, slabost mišića, izražena suha usta, gubitak ukusa, nedostatak apetita.

Znakovi viška hlora

Znaci viška hlora u organizmu su: povišen krvni pritisak, suv kašalj, bol u glavi i grudima, bolovi u očima, suzenje očiju, poremećaji gastrointestinalnog trakta. Po pravilu, višak hlora može nastati pijenjem obične vode iz slavine koja prolazi proces dezinfekcije hlorom i javlja se kod radnika u industrijama koje su direktno povezane sa upotrebom hlora.

Hlor u ljudskom tijelu:

• reguliše vodenu i acidobaznu ravnotežu,
• uklanja tečnost i soli iz organizma u procesu osmoregulacije,
• stimuliše normalnu probavu,
• normalizuje stanje eritrocita,
• čisti jetru od masti.

Glavna upotreba hlora je hemijska industrija, gde se koristi za proizvodnju polivinil hlorida, pjenaste plastike, materijala za pakovanje, kao i hemijskih ratnih sredstava i đubriva za biljke. Dezinfekcija vode za piće hlorom je praktično jedina pristupačan način prečišćavanje vode.

fizička svojstva. U normalnim uslovima, hlor je žuto-zeleni gas oštrog mirisa i otrovan je. 2,5 puta je teži od vazduha. U 1 zapremini vode na 20 stepeni. C otapa oko 2 zapremine hlora. Ova otopina se zove hlorna voda.

At atmosferski pritisak hlor na -34 stepeni. C prelazi u tečno stanje, a na -101 st. C se učvršćuje. Na sobnoj temperaturi prelazi u tečno stanje samo pri pritisku od 600 kPa (6 atm). Klor je visoko rastvorljiv u mnogim organskim rastvaračima, posebno u tetrahloridu ugljika, s kojim ne stupa u interakciju.

Hemijska svojstva. Na vanjskom elektronskom nivou atoma hlora nalazi se 7 elektrona (s 2 p 5), tako da on lako vezuje elektron, formirajući Cl - anion. Zbog prisustva nepopunjenog d-nivoa, u atomu hlora može se pojaviti 1, 3, 5 i 7 nesparenih elektrona, stoga u jedinjenjima koja sadrže kiseonik može imati oksidaciono stanje +1, +3, +5 i +7.

U nedostatku vlage, hlor je prilično inertan, ali u prisustvu čak i tragova vlage, njegova aktivnost se dramatično povećava. Dobro komunicira sa metalima:

2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 (gvožđe (III) hlorid);

Cu + Cl 2 = CuCl 2 (bakar (II) hlorid)

i mnogi nemetali:

H 2 + Cl 2 = 2 HCl (hlorovodonik);

2 S + Cl 2 = S 2 Cl 2 (hlorid sumpora (1));

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 (silicijum hlorid. (IV));

2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 (fosfor (V) hlorid).

Klor nema direktnu interakciju s kisikom, ugljikom i dušikom.

Kada se hlor otopi u vodi, nastaju 2 kiseline: hlorovodonična ili hlorovodonična i hipohlorična:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.

Kada klor stupa u interakciju s hladnim alkalnim otopinama, nastaju odgovarajuće soli ovih kiselina:

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

Dobivene otopine nazivaju se koplje voda, koja, kao i klorna voda, ima jaka oksidirajuća svojstva zbog prisustva ClO jona - i koristi se za izbjeljivanje tkanina i papira. Sa vrućim rastvorima alkalija, hlor formira odgovarajuće soli hlorovodonične i hlorovodonične kiseline:

3 Cl 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O;

3 Cl 2 + 6 KOH \u003d 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O.

Nastali kalijum hlorat naziva se Bertoletova so.

Kada se zagrije, hlor lako stupa u interakciju s mnogim organskim tvarima. U zasićenim i aromatičnim ugljovodonicima zamjenjuje vodonik, formirajući organoklorni spoj i klorovodik, a dodaje se nezasićenim ugljovodonicima na mjestu dvostruke ili trostruke veze.

U vrlo visoke temperature hlor potpuno uklanja vodonik iz ugljika. Ovo proizvodi klorovodik i čađ. Stoga je visokotemperaturno hloriranje ugljovodonika uvijek praćeno stvaranjem čađi.

Klor je jako oksidacijsko sredstvo, stoga lako stupa u interakciju sa složenim tvarima, koje uključuju elemente koji se mogu oksidirati u više valentno stanje:

2 FeCl 2 + Cl 2 \u003d 2 FeCl 3;

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HCl.

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

Jednostavna supstanca hlor (CAS broj: 7782-50-5) u normalnim uslovima je žućkasto-zeleni otrovni gas oštrog mirisa. Molekul hlora je dvoatomski (formula Cl 2).

Istorija otkrića hlora

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

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Scheele je primijetio miris klora, sličan mirisu carske vode, njegovu sposobnost interakcije sa zlatom i cinoberom, kao i njegova svojstva izbjeljivanja.

Međutim, Scheele je, u skladu s teorijom flogistona koja je u to vrijeme dominirala hemijom, sugerirao da je hlor deflogisticirana hlorovodonična kiselina, odnosno oksid hlorovodonične kiseline. Berthollet i Lavoisier su sugerirali da je hlor oksid elementa muria, međutim, pokušaji da se izoluje ostali su neuspješni sve do Davyjevog rada, koji je uspio elektrolizom razgraditi kuhinjsku sol u natrijum i hlor.

Rasprostranjenost u prirodi

U prirodi postoje dva izotopa hlora 35 Cl i 37 Cl. Hlor je najzastupljeniji halogen u zemljinoj kori. Klor je vrlo aktivan - kombinuje se direktno sa gotovo svim elementima periodnog sistema. Stoga se u prirodi javlja samo u obliku spojeva u sastavu minerala: halit NaCl, silvin KCl, silvinit KCl NaCl, bišofit MgCl 2 6H2O, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H. Najveće rezerve hlora sadržane su u solima voda mora i okeana (sadržaj u morskoj vodi je 19 g/l). Udio hlora čini 0,025%. ukupan broj atoma zemljine kore, Clarkeov broj hlora je 0,017%, i ljudsko tijelo sadrži 0,25% hloridnih jona po masi. Kod ljudi i životinja, hlor se uglavnom nalazi u međućelijskim tečnostima (uključujući krv) i igra važnu ulogu u regulaciji osmotskih procesa, kao i u procesima povezanim sa funkcionisanjem nervnih ćelija.

Fizička i fizičko-hemijska svojstva

U normalnim uslovima, hlor je žuto-zeleni gas sa zagušljivim mirisom. Nešto od toga fizička svojstva predstavljeno u tabeli.

Neka fizička svojstva hlora

Nekretnina	Značenje
Boja (gas)	žuto zeleno
Temperatura ključanja	-34°C
Temperatura topljenja	-100°C
Temperatura raspadanja (disocijacije na atome)	~1400 °C
Gustina (gas, n.o.s.)	3.214 g/l
Afinitet prema elektronu atoma	3,65 eV
Prva energija ionizacije	12,97 eV
Toplotni kapacitet (298 K, plin)	34,94 (J/mol K)
Kritična temperatura	144°C
kritičnog pritiska	76 atm
Standardna entalpija formiranja (298 K, gas)	0 (kJ/mol)
Standardna entropija formiranja (298 K, gas)	222,9 (J/mol K)
Entalpija fuzije	6,406 (kJ/mol)
Entalpija ključanja	20,41 (kJ/mol)
Energija cijepanja homolitičke veze X-X	243 (kJ/mol)
Energija kidanja heterolitičke veze X-X	1150 (kJ/mol)
Energija jonizacije	1255 (kJ/mol)
Energija afiniteta elektrona	349 (kJ/mol)
Atomski radijus	0,073 (nm)
Elektronegativnost prema Paulingu	3,20
Allred-Rochow elektronegativnost	2,83
Stabilna oksidaciona stanja	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

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

Na temperaturama ispod -101 °C, tekući hlor kristalizira u ortorombičnu rešetku s prostornom grupom cmca i parametri a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ispod 100 K, ortorombska modifikacija kristalnog hlora prelazi u tetragonalnu, koja ima prostornu grupu P4 2 /cm i parametri rešetke a=8,56 Å i c=6,12 Å.

Rastvorljivost

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

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

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

Hemijska svojstva

Struktura elektronske ljuske

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

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

Interakcija sa metalima

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

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

Interakcija sa nemetalima

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

Na svjetlu ili kada se zagrije, aktivno reagira (ponekad i eksplozijom) s vodikom radikalnim mehanizmom. Smjese hlora sa vodonikom, koje sadrže od 5,8 do 88,3% vodonika, eksplodiraju pri zračenju sa stvaranjem hlorovodonika. Mješavina hlora i vodika u malim koncentracijama gori bezbojnim ili žuto-zelenim plamenom. Maksimalna temperatura plamena vodonik-hlor je 2200 °C.:

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

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

Pri reakciji s fluorom ne nastaje hlorid, već fluor:

Cl 2 + 3F 2 (npr.) → 2ClF 3

Ostale nekretnine

Klor istiskuje brom i jod iz njihovih jedinjenja sa vodonikom i metalima:

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

U reakciji s ugljičnim monoksidom nastaje fosgen:

Cl 2 + CO → COCl 2

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

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

Kloriranjem suvog kalcijum hidroksida dobija se izbeljivač:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Djelovanjem klora na amonijak može se dobiti dušikov triklorid:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Oksidirajuća svojstva hlora

Klor je veoma jak oksidant.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Reakcije sa organskim supstancama

Sa zasićenim jedinjenjima:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Veže se za nezasićena jedinjenja višestrukim vezama:

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

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

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Kako doći

Industrijske metode

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

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

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

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Danas hlor u industrijske razmjere dobiveni zajedno s natrijevim hidroksidom i vodikom elektrolizom otopine kuhinjske soli:

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

Pošto se elektroliza vode odvija paralelno sa elektrolizom natrijum hlorida, ukupna jednačina se može izraziti na sledeći način:

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

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

Dijafragmska metoda sa čvrstom katodom

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

Membranska metoda sa čvrstom katodom

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

Živina metoda sa tečnom katodom

Proces se izvodi u elektrolitičkoj kupki, koja se sastoji od elektrolizera, razlagača i živine pumpe, međusobno povezanih komunikacijama. U elektrolitičkoj kadi, pod dejstvom živine pumpe, živa cirkuliše, prolazeći kroz elektrolizator i razlagač. Katoda elektrolizera je mlaz žive. Anode - grafitne ili niske habanje. Zajedno sa živom, struja anolita, rastvora natrijum hlorida, neprekidno teče kroz elektrolizator. Kao rezultat elektrohemijskog razlaganja klorida, na anodi se formiraju molekule hlora, a oslobođeni natrijum se otapa u živi na katodi, formirajući amalgam.

Laboratorijske metode

U laboratorijama se za dobijanje hlora obično koriste procesi bazirani na oksidaciji hlorovodonika jakim oksidantima (na primer, mangan (IV) oksid, kalijum permanganat, kalijum dihromat):

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

Skladištenje hlora

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

Standardi kvaliteta hlora

Prema GOST 6718-93 „Tečni hlor. Specifikacije» proizvode se sljedeće vrste hlora

Aplikacija

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

• U proizvodnji polivinil hlorida, plastičnih jedinjenja, sintetičkog kaučuka koji se koriste za izradu: izolacije za žice, profil prozora, ambalažni materijal, odjeća i obuća, linoleum i gramofonske ploče, lakovi, oprema i pjenasta plastika, igračke, dijelovi instrumenata, Građevinski materijali. Polivinil hlorid se proizvodi polimerizacijom vinil hlorida, koji se danas najčešće dobija iz etilena hlorom izbalansiranom metodom preko međuprodukta 1,2-dihloroetana.
• Svojstva izbeljivanja hlora poznata su od davnina, iako ne „beli” sam hlor, već atomski kiseonik, koji nastaje pri razgradnji hipohlorne kiseline: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Ova metoda beljenja tkanina, papira, kartona se koristi vekovima.
• Proizvodnja organoklornih insekticida - tvari koje ubijaju insekte štetne za usjeve, ali su bezbedne za biljke. Troši se na nabavku sredstava za zaštitu bilja značajan dio proizvodi hlor. Jedan od najvažnijih insekticida je heksahlorocikloheksan (često se naziva heksahloran). Ovu supstancu je prvi put sintetizirao Faraday 1825. godine, ali praktična upotreba pronađeni tek posle više od 100 godina - 30-ih godina dvadesetog veka.
• Korišćen je kao hemijsko ratno sredstvo, kao i za proizvodnju drugih hemijskih ratnih agenasa: iperita, fosgena.
• Za dezinfekciju vode - "hlorisanje". Najčešća metoda dezinfekcije vode za piće; zasniva se na sposobnosti slobodnog hlora i njegovih spojeva da inhibiraju enzimske sisteme mikroorganizama koji katalizuju redoks procese. Za dezinfekciju vode za piće koriste se hlor, hlor dioksid, hloramin i izbjeljivač. SanPiN 2.1.4.1074-01 utvrđuje sljedeće granice (koridor) za dozvoljeni sadržaj slobodnog zaostalog hlora u pije vodu centralizirano vodosnabdijevanje 0,3 - 0,5 mg / l. Brojni naučnici, pa čak i političari u Rusiji kritikuju sam koncept hlorisanja vode iz slavine, ali ne mogu ponuditi alternativu dezinfekcionom efektu jedinjenja hlora. Materijali od kojih su napravljene vodovodne cijevi različito djeluju s kloriranom vodom iz slavine. Slobodni klor u vodi iz slavine značajno skraćuje vijek trajanja cjevovoda na bazi poliolefina: polietilenske cijevi različite vrste, uključujući umreženi polietilen, veći poznat kao PEX (PEX, PE-X). U SAD-u su za kontrolu prijema cjevovoda od polimernih materijala za upotrebu u sistemima vodosnabdijevanja hloriranom vodom prinuđena da se usvoje 3 standarda: ASTM F2023 u odnosu na cijevi od umreženog polietilena (PEX) i vruće hlorisane voda, ASTM F2263 u odnosu na polietilenske cijevi sve i hlorisana voda i ASTM F2330 za višeslojne (metalne polimerne) cevi i toplu hlorisanu vodu. Što se tiče izdržljivosti, u interakciji s hloriranom vodom, bakrene vodovodne cijevi pokazuju pozitivne rezultate.
• Registrovan u prehrambenoj industriji kao aditiva za hranu E925.
• U hemijskoj proizvodnji hlorovodonične kiseline, izbeljivača, bertolet soli, metalnih hlorida, otrova, lekova, đubriva.
• U metalurgiji za proizvodnju čistih metala: titanijum, kalaj, tantal, niobijum.
• Kao indikator solarnih neutrina u detektorima hlor-argon.

Mnoge razvijene zemlje nastoje da ograniče upotrebu hlora u kući, uključujući i zato što spaljivanje smeća koje sadrži hlor proizvodi značajnu količinu dioksina.

Biološka uloga

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

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

Osoba konzumira 5-10 g NaCl dnevno. Minimalna ljudska potreba za hlorom je oko 800 mg dnevno. Beba dobija potreban iznos hlora kroz majčino mlijeko koje sadrži 11 mmol/l hlora. NaCl je neophodan za proizvodnju hlorovodonične kiseline u želucu, koja potiče probavu i uništavanje patogenih bakterija. Trenutno, uloga hlora u nastanku određenih bolesti kod ljudi nije dobro shvaćena, uglavnom zbog malog broja studija. Dovoljno je reći da nisu razvijene čak ni preporuke o dnevnom unosu hlora. Ljudsko mišićno tkivo sadrži 0,20-0,52% hlora, kosti - 0,09%; u krvi - 2,89 g / l. U tijelu prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) 95 g hlora. Svakog dana s hranom osoba dobije 3-6 g hlora, što u višku pokriva potrebu za ovim elementom.

Joni hlora su vitalni za biljke. Klor je uključen u energetski metabolizam u biljkama aktiviranjem oksidativne fosforilacije. Neophodan je za stvaranje kiseonika u procesu fotosinteze od strane izolovanih hloroplasta, stimuliše pomoćne procese fotosinteze, prvenstveno one povezane sa akumulacijom energije. Klor ima pozitivan učinak na apsorpciju jedinjenja kiseonika, kalijuma, kalcijuma i magnezijuma u korenu. Prevelika koncentracija jona hlora u biljkama može imati i negativnu stranu, na primjer, smanjuju sadržaj klorofila, smanjuju aktivnost fotosinteze, usporavaju rast i razvoj biljaka.

Ali postoje biljke koje su se u procesu evolucije ili prilagodile zaslanjenosti tla, ili su u borbi za prostor zauzele prazne slane močvare u kojima nema konkurencije. Biljke koje rastu u zaslanjenim tlima nazivaju se halofiti, akumuliraju hlorid tokom vegetacije, a zatim se oslobađaju viška opadanjem listova ili oslobađaju hlorid na površini lišća i grana i dobijaju dvostruku korist od zasjenjivanja površine od sunčeve svjetlosti.

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

Karakteristike rada i mjere opreza

Klor je otrovan gas za gušenje koji, ako uđe u pluća, izaziva opekotine plućnog tkiva, gušenje. Ima iritativno dejstvo na respiratorni trakt u koncentraciji u vazduhu od oko 0,006 mg/l (tj. dvostruko više od praga mirisa hlora). Hlor je bio jedan od prvih hemijskih otrova koje je Nemačka upotrebila u Prvom svjetski rat. Pri radu sa hlorom treba koristiti zaštitnu odeću, gas maske i rukavice. Za kratko vrijeme moguće je zaštititi dišne ​​organe od prodora klora krpenim zavojem navlaženim otopinom natrijevog sulfita Na 2 SO 3 ili natrijevog tiosulfata Na 2 S 2 O 3.

MPC hlora u atmosferski vazduh sljedeće: prosječno dnevno - 0,03 mg/m³; maksimalno jednokratno - 0,1 mg / m³; u radnim područjima industrijsko preduzeće— 1 mg/m³.

Cl 2 na vol. T - žuto-zeleni gas sa oštrim zadušljivim mirisom, teži od vazduha - 2,5 puta, slabo rastvorljiv u vodi (~ 6,5 g / l); X. R. u nepolarnim organskim rastvaračima. Slobodno se nalazi samo u vulkanskim gasovima.

Kako doći

Na osnovu procesa oksidacije anjona Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Industrial

Elektroliza vodenih rastvora hlorida, češće - NaCl:

2NaCl + 2H 2 O \u003d Cl 2 + 2NaOH + H 2

Laboratorija

Oksidacija konc. HCI različita oksidirajuća sredstva:

4HCI + MnO 2 \u003d Cl 2 + MpCl 2 + 2H 2 O

16HCl + 2KMnO 4 \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O

6HCl + KClO 3 \u003d ZCl 2 + KCl + 3H 2 O

14HCl + K 2 Cr 2 O 7 \u003d 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Hemijska svojstva

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

Cl 2 0 + 2e - \u003d 2Cl -

Reakcije sa metalima

Aktivni metali u atmosferi suvog gasovitog hlora se zapale i sagorevaju; u ovom slučaju nastaju metalni hloridi.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Neaktivni metali se lakše oksidiraju vlažnim hlorom ili njegovim vodenim rastvorima:

Cl 2 + Cu \u003d CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Reakcije sa nemetalima

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

Nastaju halogenidi nemetala. Najvažnija je reakcija interakcije sa vodonikom.

Cl 2 + H 2 \u003d 2HC1

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

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

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 \u003d 2ICl 3

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

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI \u003d I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S \u003d S + 2HCl

ZCl 2 + 2NH 3 \u003d N 2 + 6HCl

Disproporcija hlora u vodi i vodenim rastvorima alkalija

Kao rezultat samooksidacije-samoizlječenja, neki atomi klora se pretvaraju u Cl - anione, dok su drugi u pozitivnom oksidacionom stanju dio ClO - ili ClO 3 - aniona.

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO hipohlorni to-ta

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

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

3Cl 2 + 2Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + Ca (ClO) 2 + 2H 2 O

Ove reakcije imaju važnost, budući da dovode do proizvodnje kisikovih spojeva klora:

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

Interakcija hlora sa organskim supstancama

a) supstitucija atoma vodonika u OB molekulima

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

H 2 C \u003d CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dikloretan

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

Hlorovodonik i hlorovodonična kiselina

Gas vodonik hlorida

Fizička i hemijska svojstva

HCl je hlorovodonik. Na rev. T - bezbojno. gas oštrog mirisa, prilično se lako ukapljuje (t.t. -114°C, bp. -85°S). Bezvodni HCl, kako u gasovitom tako iu tekućem stanju, je neprovodljiv, hemijski inertan u odnosu na metale, metalne okside i hidrokside, kao i na mnoge druge supstance. To znači da u nedostatku vode hlorovodonik ne pokazuje kisela svojstva. Samo pri vrlo visokim temperaturama plinovita HCl reagira s metalima, čak i neaktivnim kao što su Cu i Ag.
Redukciona svojstva hloridnog anjona u HCl se također manifestiraju u maloj mjeri: oksidira ga fluor na vol. T, a takođe i pri visokim T (600°C) u prisustvu katalizatora, reverzibilno reaguje sa kiseonikom:

2HCl + F 2 \u003d Cl 2 + 2HF

4HCl + O 2 \u003d 2Cl 2 + 2H 2 O

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

Kako doći

1. Sinteza iz jednostavnih supstanci:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

2. Nastaje kao nusproizvod tokom hlorisanja ugljovodonika:

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

3. U laboratoriji primaju djelovanje konc. H 2 SO 4 za hloride:

H 2 SO 4 (konc.) + NaCl \u003d 2HCl + NaHSO 4 (sa niskim zagrijavanjem)

H 2 SO 4 (konc.) + 2NaCl \u003d 2HCl + Na 2 SO 4 (sa vrlo jakim zagrijavanjem)

Vodeni rastvor HCl - jaka kiselina(hlorovodonična ili hlorovodonična)

HCl je vrlo rastvorljiv u vodi: na vol. T u 1 l H 2 O rastvara ~ 450 l gasa (otapanje je praćeno oslobađanjem značajne količine toplote). Zasićeni rastvor ima maseni udio HCl jednak 36-37%. Ovo rješenje ima vrlo oštar, zagušljiv miris.

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

Hemijska svojstva hlorovodonične kiseline

1. HCl rastvoren u vodi pokazuje sve opšta svojstva kiseline zbog prisustva H+ jona

HCl → H + + Cl -

interakcija:

a) sa metalima (do H):

2HCl 2 + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2

b) sa bazičnim i amfoternim oksidima:

2HCl + CuO \u003d CuCl 2 + H 2 O

6HCl + Al 2 O 3 \u003d 2AlCl 3 + ZN 2 O

c) sa bazama i amfoternim hidroksidima:

2HCl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + ZN 2 O

d) sa solima slabijih kiselina:

2HCl + CaCO 3 \u003d CaCl 2 + CO 2 + H 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa \u003d C 6 H 5 OH + NaCl

e) sa amonijakom:

HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl

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

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Za jednadžbe reakcije, pogledajte "Dobijanje hlora". OVR između hlorovodonične i dušične kiseline je od posebne važnosti:

Reakcije sa organskim jedinjenjima

interakcija:

a) sa aminima (kao organske baze)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

b) sa aminokiselinama (kao amfoterna jedinjenja)

Oksidi i oksokiseline hlora

Kiseli oksidi

kiseline

sol

Hemijska svojstva

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

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

Prašak za izbjeljivanje

Klor (beli) kreč - mješavina hipohlorita i kalcijum hlorida, ima izbjeljivanje i dezinfekciju. Ponekad se smatra primjerom miješane soli, koja istovremeno sadrži anione dvije kiseline:

Javel water

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