Hlavným priemyselným spôsobom výroby je koncentrovaný NaCl (obr. 96). V tomto prípade sa uvoľňuje (2Сl’ – 2e– = Сl 2) a v katódovom priestore sa uvoľňuje (2Н + 2e – = H2) a vytvára NaOH.

Keď sa získajú v laboratóriu, zvyčajne využívajú účinok MnO 2 alebo KMnO 4 na:

Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20

2KMn04 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20

Je podobný svojou charakteristickou chemickou funkciou – je tiež aktívnym jednomocným metaloidom. Je to však menej ako. Preto je tento schopný premiestňovať spojenia.

Interakcia s H2 + Cl2 = 2HCl + 44 kcal

za normálnych podmienok postupuje extrémne pomaly, ale keď sa zmes zahreje alebo vystaví silnému svetlu (priame slnečné svetlo, pálenie atď.) je sprevádzané .

NaCl + H2S04 = NaHS04 + HCl

NaCl + NaHS04 = Na2S04 + HCl

Prvý z nich sa vyskytuje čiastočne už za normálnych podmienok a takmer úplne pri nízkom ohreve; druhý nastáva až pri vyššom . Na realizáciu procesu sa používajú vysokovýkonné mechanické stroje.

Cl2 + H20 = HCl + HOCI

Keďže ide o nestabilnú zlúčeninu, HOCl sa pomaly rozkladá aj v takomto zriedenom stave. sa nazývajú kyselina chlórna, alebo . Samotný HOCl a jeho sú veľmi silné.

Najjednoduchší spôsob, ako to dosiahnuť, je pridať do reakčnej zmesi. Pretože pri vzniku H sa OH viaže na nedisociované a posunie sa doprava, napríklad pomocou NaOH, máme:

Cl2 + H20<–––>HOCl + HCl

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

alebo všeobecne:

Cl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + H 2 O

V dôsledku interakcie s sa získa zmes chlórna a. Výsledný (“”) má silné oxidačné vlastnosti a je široko používaný na bielenie a.

1) HOCI = HCl + O

2) 2HOCl = H20 + Cl20

3) 3HOCI = 2HCl + HCl03

Všetky tieto procesy môžu prebiehať súčasne, ale ich relatívna rýchlosť značne závisí od existujúcich podmienok. Zmenou posledne menovaného je možné zabezpečiť, aby transformácia prebiehala takmer úplne jedným smerom.

Pod vplyvom priameho slnečného žiarenia dochádza k rozkladu podľa prvého z nich. Vyskytuje sa aj v prítomnosti tých, ktoré sa dajú ľahko pripojiť, a niektorých (napríklad ").

K rozkladu HOCl podľa tretieho typu dochádza obzvlášť ľahko pri zahrievaní. Vplyv na teplo je preto vyjadrený súhrnnou rovnicou:

3Cl2 + 6KOH = KCl03 + 5KCl + 3H20

2K103 + H2C204 = K2C03 + CO2 + H20 + 2ClO2

vzniká zelenožltý oxid (t.t. - 59 °C, t.v. + 10 °C). Voľný ClO 2 je nestabilný a môže sa rozkladať s

V roku 1774 Karl Scheele, chemik zo Švédska, prvýkrát získal chlór, ale verilo sa, že nejde o samostatný prvok, ale o druh kyseliny chlorovodíkovej (kalorizátor). Elementárny chlór získal na začiatku 19. storočia G. Davy, ktorý elektrolýzou rozložil kuchynskú soľ na chlór a sodík.

Chlór (z gréckeho χλωρός - zelený) je prvkom skupiny XVII periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev, má atómové číslo 17 a atómovú hmotnosť 35,452. Prijaté označenie Cl (z lat Chlorum).

Byť v prírode

Chlór je najrozšírenejším halogénom v zemskej kôre, najčastejšie vo forme dvoch izotopov. Vďaka chemickej aktivite sa nachádza len vo forme zlúčenín mnohých minerálov.

Chlór je jedovatý žltozelený plyn, ktorý má štipľavý účinok zlý zápach a sladkastú chuť. Bol to chlór po jeho objavení, ktorý sa navrhol nazývať halogén, je zaradený do rovnomennej skupiny ako jeden z chemicky najaktívnejších nekovov.

Denná potreba chlóru

Normálne by mal zdravý dospelý prijať 4-6 g chlóru denne, jeho potreba sa zvyšuje s aktívnym fyzická aktivita alebo horúce počasie (nadmerné potenie). Telo zvyčajne dostáva svoju dennú potrebu z potravy s vyváženou stravou.

Hlavným dodávateľom chlóru do tela je kuchynská soľ – najmä ak nie je vystavená tepelné spracovanie, preto je lepšie osoliť hotové jedlá. Tiež obsahujú chlór, morské plody, mäso a, a,.

Interakcia s ostatnými

Kyselina-bázická a vodná rovnováha tela je regulovaná chlórom.

Príznaky nedostatku chlóru

Nedostatok chlóru spôsobujú procesy, ktoré vedú k dehydratácii organizmu – silné potenie v horúčave alebo pri fyzickej námahe, vracanie, hnačky a niektoré ochorenia močového ústrojenstva. Príznaky nedostatku chlóru sú letargia a ospalosť, svalová slabosť, zjavné sucho v ústach, strata chuti a nedostatok chuti do jedla.

Známky nadmerného chlóru

Príznaky prebytku chlóru v tele sú: zvýšený krvný tlak, suchý kašeľ, bolesť hlavy a hrudníka, bolesť očí, slzenie, poruchy tráviaceho traktu. Nadbytok chlóru môže byť spravidla spôsobený pitím obyčajnej vody z vodovodu, ktorá prechádza procesom dezinfekcie chlórom a vyskytuje sa u pracovníkov v odvetviach, ktoré priamo súvisia s používaním chlóru.

Chlór v ľudskom tele:

• reguluje vodnú a acidobázickú rovnováhu,
• odstraňuje tekutiny a soli z tela procesom osmoregulácie,
• stimuluje normálne trávenie,
• normalizuje stav červených krviniek,
• čistí pečeň od tuku.

Hlavné využitie chlóru je v chemickom priemysle, kde sa z neho vyrábajú polyvinylchlorid, penový polystyrén, obalové materiály, ale aj bojové chemické látky a hnojivá pre rastliny. Dezinfekcia pitnej vody chlórom je prakticky jediná cenovo dostupný spôsobčistenie vody.

Fyzikálne vlastnosti. Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn štipľavého zápachu a je jedovatý. Je 2,5-krát ťažší ako vzduch. V 1 objeme vody pri 20 stupňoch. C rozpúšťa asi 2 objemy chlóru. Tento roztok sa nazýva chlórová voda.

O atmosferický tlak chlór pri -34 stupňoch. C prechádza do kvapalného stavu a pri teplote -101 stupňov. C stvrdne. Pri izbovej teplote sa stáva kvapalným až pri tlaku 600 kPa (6 atm). Chlór je vysoko rozpustný v mnohých organických rozpúšťadlách, najmä v tetrachlórmetáne, s ktorým nereaguje.

Chemické vlastnosti. Vonkajšia elektrónová hladina atómu chlóru obsahuje 7 elektrónov (s 2 p 5), takže ľahko pridáva elektrón a vytvára anión Cl -. V dôsledku prítomnosti nenaplnenej hladiny d sa v atóme chlóru môže objaviť 1, 3, 5 a 7 nepárových elektrónov, preto v zlúčeninách obsahujúcich kyslík môže mať oxidačný stav +1, +3, +5 a + 7.

V neprítomnosti vlhkosti je chlór celkom inertný, ale v prítomnosti dokonca stôp vlhkosti sa jeho aktivita prudko zvyšuje. Dobre interaguje s kovmi:

2 Fe + 3 Cl2 = 2 FeCl3 (chlorid železitý);

Cu + Cl 2 = CuCl 2 (chlorid meďnatý)

a mnoho nekovov:

H2 + Cl2 = 2 HCl (chlórovodík);

2S + Cl2 = S2CI2 (chlorid sírový (1));

Si + 2Cl2 = SiCl4 (chlorid kremičitý (IV));

2P + 5 Cl2 = 2 PCl5 (chlorid fosforečný).

Chlór neinteraguje priamo s kyslíkom, uhlíkom a dusíkom.

Keď sa chlór rozpustí vo vode, vytvoria sa 2 kyseliny: chlorovodíková alebo chlorovodíková a chlórna:

Cl2 + H20 = HCl + HClO.

Keď chlór reaguje so studenými alkalickými roztokmi, tvoria sa zodpovedajúce soli týchto kyselín:

Cl2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H20.

Výsledné roztoky sa nazývajú Javel water, ktorá má podobne ako chlórová voda silné oxidačné vlastnosti vďaka prítomnosti iónu ClO – a používa sa na bielenie látok a papiera. S horúcimi roztokmi alkálií tvorí chlór zodpovedajúce soli kyseliny chlorovodíkovej a chloristej:

3Cl2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaCl03 + 3 H20;

3Cl2 + 6 KOH = 5 KCl + KCl03 + 3 H20.

Výsledný chlorečnan draselný sa nazýva Bertholletova soľ.

Pri zahrievaní chlór ľahko interaguje s mnohými organickými látkami. V nasýtených a aromatických uhľovodíkoch nahrádza vodík za vzniku organochlórovej zlúčeniny a chlorovodíka a spája nenasýtené uhľovodíky v mieste dvojitej alebo trojitej väzby.

Vo veľmi vysoká teplota Chlór úplne odstraňuje vodík z uhlíka. To produkuje chlorovodík a sadze. Preto je vysokoteplotná chlorácia uhľovodíkov vždy sprevádzaná tvorbou sadzí.

Chlór je silné oxidačné činidlo, takže ľahko interaguje s komplexnými látkami, ktoré obsahujú prvky, ktoré môžu byť oxidované do vyššieho valenčného stavu:

2 FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3;

H2S03 + Cl2 + H20 = H2S04 + 2 HCl.

Chlór(z gréckeho χλωρ?ς - „zelený“) - prvok hlavnej podskupiny siedmej skupiny, tretej periódy periodického systému chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 17. Označené symbolom Cl(lat. Chlorum). Chemicky aktívny nekov. Patrí do skupiny halogénov (pôvodne názov „halogén“ používal nemecký chemik Schweiger pre chlór [doslova „halogén" sa prekladá ako soľ), no neujal sa a následne sa stal bežným pre skupinu VII. prvkov vrátane chlóru).

Jednoduchá látka chlór (číslo CAS: 7782-50-5) je za normálnych podmienok jedovatý plyn žltkastozelenej farby, štipľavého zápachu. Molekula chlóru je dvojatómová (vzorec Cl 2).

História objavu chlóru

Plynný bezvodý chlorovodík prvýkrát zozbieral J. Prisley v roku 1772. (nad tekutú ortuť). Chlór bol prvýkrát získaný v roku 1774 Scheele, ktorý opísal jeho uvoľňovanie počas interakcie pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou vo svojom pojednaní o pyrolusite:

4HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + 2 H20

Scheele si všimol zápach chlóru, podobný zápachu aqua regia, jeho schopnosť reagovať so zlatom a rumelkou a jeho bieliace vlastnosti.

Scheele však v súlade s flogistónovou teóriou, ktorá bola v tom čase dominantná v chémii, navrhol, že chlór je deflogistizovaná kyselina chlorovodíková, teda oxid kyseliny chlorovodíkovej. Berthollet a Lavoisier navrhli, že chlór je oxid prvku Muria pokusy o jeho izoláciu však zostali neúspešné až do práce Davyho, ktorému sa podarilo rozložiť kuchynskú soľ na sodík a chlór elektrolýzou.

Distribúcia v prírode

V prírode sa nachádzajú dva izotopy chlóru: 35 Cl a 37 Cl. V zemskej kôre je chlór najbežnejším halogénom. Chlór je veľmi aktívny - priamo sa spája s takmer všetkými prvkami periodickej tabuľky. Preto sa v prírode nachádza len vo forme zlúčenín v mineráloch: halit NaCl, sylvit KCl, sylvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H2O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Najväčší zásoby chlóru sú obsiahnuté v soliach vôd morí a oceánov (obsah v morská voda 19 g/l). Chlór predstavuje 0,025 %. celkový počet atómov zemskej kôry, Clarkeovo číslo chlóru je 0,017 % a Ľudské telo obsahuje 0,25 % hmotn. iónov chlóru. V ľudskom a zvieracom tele sa chlór nachádza najmä v medzibunkových tekutinách (vrátane krvi) a zohráva dôležitú úlohu pri regulácii osmotických procesov, ako aj v procesoch spojených s fungovaním nervových buniek.

Fyzikálne a fyzikálno-chemické vlastnosti

Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn s dusivým zápachom. Niektorí z neho fyzikálne vlastnosti sú uvedené v tabuľke.

Niektoré fyzikálne vlastnosti chlóru

Nehnuteľnosť	Význam
Farba (plyn)	Žltá zelená
Teplota varu	-34 °C
Teplota topenia	-100 °C
Teplota rozkladu (disociácie na atómy)	~1400 °C
Hustota (plyn, n.s.)	3,214 g/l
Elektrónová afinita atómu	3,65 eV
Prvá ionizačná energia	12,97 eV
Tepelná kapacita (298 K, plyn)	34,94 (J/mol K)
Kritická teplota	144 °C
Kritický tlak	76 atm
Štandardná entalpia tvorby (298 K, plyn)	0 (kJ/mol)
Štandardná entropia tvorby (298 K, plyn)	222,9 (J/mol K)
Entalpia topenia	6,406 (kJ/mol)
Entalpia varu	20,41 (kJ/mol)
Energia homolytického štiepenia väzby X-X	243 (kJ/mol)
Energia heterolytického štiepenia väzby X-X	1150 (kJ/mol)
Ionizačná energia	1255 (kJ/mol)
Energia elektrónovej afinity	349 (kJ/mol)
Atómový polomer	0,073 (nm)
Elektronegativita podľa Paulinga	3,20
Elektronegativita podľa Allred-Rochowa	2,83
Stabilné oxidačné stavy	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Plynný chlór pomerne ľahko skvapalňuje. Počnúc tlakom 0,8 MPa (8 atmosfér) bude chlór kvapalný už pri izbovej teplote. Po ochladení na -34 °C sa chlór stáva kvapalným aj pri normálnom atmosférickom tlaku. Kvapalný chlór je žltozelená kvapalina, ktorá je veľmi korozívna (kvôli vysokej koncentrácii molekúl). Zvýšením tlaku je možné dosiahnuť existenciu kvapalného chlóru až do teploty +144 °C (kritická teplota) pri kritickom tlaku 7,6 MPa.

Pri teplotách pod -101 °C kvapalný chlór kryštalizuje do ortorombickej mriežky s priestorovou grupou Cmca a parametre a=6,29 Á b=4,50 Á, c=8,21 Á. Pod 100 K sa ortorombická modifikácia kryštalického chlóru stáva tetragonálnou s priestorovou skupinou P4 2/cm a parametre mriežky a=8,56 Á a c=6,12 Á.

Rozpustnosť

Stupeň disociácie molekuly chlóru Cl 2 → 2Cl. Pri 1 000 K je to 2,07 × 10 −4 % a pri 2 500 K je to 0,909 %.

Hranica pre vnímanie zápachu vo vzduchu je 0,003 (mg/l).

Kvapalný chlór sa z hľadiska elektrickej vodivosti radí medzi najsilnejšie izolanty: vedie prúd takmer miliardu krát horšie ako destilovaná voda a 10 22 krát horšie ako striebro. Rýchlosť zvuku v chlóre je približne jedenapolkrát nižšia ako vo vzduchu.

Chemické vlastnosti

Štruktúra elektrónového obalu

Valenčná hladina atómu chlóru obsahuje 1 nespárovaný elektrón: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, takže valencia 1 pre atóm chlóru je veľmi stabilná. V dôsledku prítomnosti neobsadeného d-podúrovňového orbitálu v atóme chlóru môže atóm chlóru vykazovať iné valencie. Schéma vzniku excitovaných stavov atómu:

Známe sú aj zlúčeniny chlóru, v ktorých atóm chlóru formálne vykazuje valenciu 4 a 6, napríklad Cl02 a Cl206. Tieto zlúčeniny sú však radikály, čo znamená, že majú jeden nepárový elektrón.

Interakcia s kovmi

Chlór reaguje priamo s takmer všetkými kovmi (s niektorými iba v prítomnosti vlhkosti alebo pri zahrievaní):

Cl2 + 2Na → 2NaCl 3Cl2 + 2Sb → 2SbCl3 3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

Interakcia s nekovmi

S nekovmi (okrem uhlíka, dusíka, kyslíka a inertných plynov) tvorí zodpovedajúce chloridy.

Na svetle alebo pri zahriatí aktívne (niekedy až výbuchom) reaguje s vodíkom podľa radikálneho mechanizmu. Zmesi chlóru s vodíkom, ktoré obsahujú 5,8 až 88,3 % vodíka, po ožiarení explodujú za vzniku chlorovodíka. Zmes chlóru a vodíka v malých koncentráciách horí bezfarebným alebo žltozeleným plameňom. Maximálna teplota vodíkovo-chlórového plameňa 2200 °C:

Cl2 + H2 → 2HCl 5Cl2 + 2P → 2PCl5 2S + Cl2 → S2Cl2

S kyslíkom tvorí chlór oxidy, v ktorých má oxidačný stav od +1 do +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Majú štipľavý zápach, sú tepelne a fotochemicky nestabilné a sú náchylné na výbušný rozklad.

Pri reakcii s fluórom nevzniká chlorid, ale fluorid:

Cl2 + 3F2 (napr.) → 2ClF 3

Iné vlastnosti

Chlór vytláča bróm a jód z ich zlúčenín vodíkom a kovmi:

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

Pri reakcii s oxidom uhoľnatým vzniká fosgén:

Cl2 + CO → COCl2

Po rozpustení vo vode alebo zásadách chlór dismutuje a vytvára chlór (a pri zahriatí chloristú) a chlorovodíkovú kyselinu alebo ich soli:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H20

Chloráciou suchého hydroxidu vápenatého vzniká bielidlo:

Cl2 + Ca(OH)2 -> CaCl(OCl) + H20

Vplyv chlóru na amoniak, chlorid dusitý možno získať:

4NH3 + 3Cl2 -> NCI3 + 3NH4CI

Oxidačné vlastnosti chlóru

Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo.

Cl2 + H2S -> 2HCl + S

Reakcie s organickými látkami

S nasýtenými zlúčeninami:

CH3-CH3 + Cl2 -> C2H5CI + HCl

Pripája sa k nenasýteným zlúčeninám prostredníctvom násobných väzieb:

CH2=CH2 + Cl2 -> Cl-CH2-CH2-Cl

Aromatické zlúčeniny nahradia atóm vodíka chlórom v prítomnosti katalyzátorov (napríklad AlCl3 alebo FeCl3):

C6H6 + Cl2 -> C6H5CI + HCl

Spôsoby získavania

Priemyselné metódy

Pôvodne bol priemyselný spôsob výroby chlóru založený na metóde Scheele, to znamená na reakcii pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou:

Mn02 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H20

V roku 1867 Deacon vyvinul metódu výroby chlóru katalytickou oxidáciou chlorovodíka vzdušným kyslíkom. Proces Deacon sa v súčasnosti používa na získanie chlóru z chlorovodíka, vedľajšieho produktu priemyselnej chlorácie organických zlúčenín.

4HCl + 02 -> 2H20 + 2Cl2

Dnes je tu chlór priemyselnom meradle získané spolu s hydroxidom sodným a vodíkom elektrolýzou roztoku kuchynskej soli:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anóda: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Katóda: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −

Keďže elektrolýza vody prebieha paralelne s elektrolýzou chloridu sodného, ​​celkovú rovnicu možno vyjadriť takto:

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

Používajú sa tri varianty elektrochemického spôsobu výroby chlóru. Dve z nich sú elektrolýza s pevnou katódou: diafragmová a membránová metóda, tretia je elektrolýza s kvapalnou ortuťovou katódou (metóda výroby ortuti). Spomedzi elektrochemických výrobných metód je najjednoduchšou a najpohodlnejšou metódou elektrolýza s ortuťovou katódou, ale táto metóda spôsobuje značné škody. životné prostredie v dôsledku vyparovania a úniku kovovej ortuti.

Membránová metóda s pevnou katódou

Dutina elektrolyzéra je rozdelená poréznou azbestovou prepážkou - membránou - na katódový a anódový priestor, kde je umiestnená katóda a anóda elektrolyzéra. Preto sa takýto elektrolyzér často nazýva diafragma a výrobnou metódou je membránová elektrolýza. Prúd nasýteného anolytu (roztok NaCl) nepretržite vstupuje do anódového priestoru membránového elektrolyzéra. V dôsledku elektrochemického procesu sa rozkladom halitu na anóde uvoľňuje chlór a rozkladom vody vodík na katóde. V tomto prípade je blízka katódová zóna obohatená hydroxidom sodným.

Membránová metóda s pevnou katódou

Membránová metóda je v podstate podobná diafragmovej metóde, ale anódový a katódový priestor sú oddelené katexovou polymérovou membránou. Metóda výroby membrány je efektívnejšia ako membránová metóda, ale je náročnejšia na použitie.

Ortuťová metóda s kvapalnou katódou

Proces sa uskutočňuje v elektrolytickom kúpeli, ktorý pozostáva z elektrolyzéra, rozkladača a ortuťového čerpadla, ktoré sú vzájomne prepojené komunikáciou. V elektrolytickom kúpeli ortuť cirkuluje pôsobením ortuťového čerpadla, pričom prechádza cez elektrolyzér a rozkladač. Katódou elektrolyzéra je prúd ortuti. Anódy - grafitové alebo s nízkym opotrebením. Spolu s ortuťou cez elektrolyzér nepretržite preteká prúd anolytu, roztoku chloridu sodného. V dôsledku elektrochemického rozkladu chloridu vznikajú na anóde molekuly chlóru a na katóde sa uvoľnený sodík rozpúšťa v ortuti za vzniku amalgámu.

Laboratórne metódy

V laboratóriách sa chlór zvyčajne vyrába procesmi založenými na oxidácii chlorovodíka silnými oxidačnými činidlami (napríklad oxid manganičitý, manganistan draselný, dvojchróman draselný):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20 K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20

Skladovanie chlóru

Vzniknutý chlór sa skladuje v špeciálnych „nádržiach“ alebo sa čerpá do oceľových fliaš vysoký tlak. Fľaše s kvapalným chlórom pod tlakom majú špeciálnu farbu - farbu močiara. Treba si uvedomiť, že pri dlhšom používaní chlórových fliaš sa v nich hromadí extrémne výbušný chlorid dusitý, a preto sa musia chlórové fľaše z času na čas rutinne umyť a vyčistiť od chloridu dusnatého.

Normy kvality chlóru

Podľa GOST 6718-93 „Kvapalný chlór. technické údaje» vyrábajú sa nasledujúce druhy chlóru

Aplikácia

Chlór sa používa v mnohých priemyselných odvetviach, vede a potrebách pre domácnosť:

• Pri výrobe polyvinylchloridu, plastových zmesí, syntetického kaučuku, z ktorých vyrábajú: izolácie pre drôty, okenný profil, obalové materiály, odevy a obuv, linoleum a platne, laky, vybavenie a penové plasty, hračky, časti prístrojov, Konštrukčné materiály. Polyvinylchlorid sa vyrába polymerizáciou vinylchloridu, ktorý sa dnes najčastejšie vyrába z etylénu chlórovo vyváženou metódou cez medziprodukt 1,2-dichlóretán.
• Bieliace vlastnosti chlóru sú známe už dlho, hoci „bieli“ nie samotný chlór, ale atómový kyslík, ktorý vzniká pri rozklade kyseliny chlórnej: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Tento spôsob bielenia látok, papiera, kartónu sa používa už niekoľko storočí.
• Výroba organochlórových insekticídov – látok, ktoré ničia hmyz škodlivý pre plodiny, ale sú bezpečné pre rastliny. Vynakladá sa na získanie prípravkov na ochranu rastlín Podstatná časť vyrobený chlór. Jedným z najdôležitejších insekticídov je hexachlórcyklohexán (často nazývaný hexachlóran). Táto látka bola prvýkrát syntetizovaná už v roku 1825 Faradayom, ale praktické využitie našli až o viac ako 100 rokov neskôr – v 30. rokoch dvadsiateho storočia.
• Používal sa ako chemická bojová látka, ako aj na výrobu iných chemických bojových látok: horčičný plyn, fosgén.
• Na dezinfekciu vody - „chlórovanie“. Najbežnejší spôsob dezinfekcie pitnej vody; je založená na schopnosti voľného chlóru a jeho zlúčenín inhibovať enzýmové systémy mikroorganizmov, ktoré katalyzujú redoxné procesy. Na dezinfekciu pitnej vody sa používajú: chlór, oxid chloričitý, chlóramín a bielidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 stanovuje nasledovné limity (koridor) prípustného obsahu voľného zvyškového chlóru v pitná voda centralizované zásobovanie vodou 0,3 - 0,5 mg/l. Množstvo vedcov a dokonca aj politikov v Rusku kritizuje samotný koncept chlórovania vody z vodovodu, ale nemôže ponúknuť alternatívu k dezinfekčnému účinku zlúčenín chlóru. Materiály, z ktorých sú vyrobené vodné trubky, interagujú odlišne s chlórovanou vodou z vodovodu. Voľný chlór vo vode z vodovodu výrazne znižuje životnosť potrubí na báze polyolefínov: polyetylénové rúry rôzne druhy vrátane zosieťovaného polyetylénu, známeho ako PEX (PE-X). V USA na kontrolu vstupu potrubí vyrobených z polymérnych materiálov na použitie vo vodovodných systémoch s chlórovanou vodou boli nútení prijať 3 normy: ASTM F2023 vo vzťahu k potrubiam vyrobeným zo zosieťovaného polyetylénu (PEX) a horúceho chlórovaného voda, ASTM F2263 vo vzťahu k polyetylénové rúry všetku a chlórovanú vodu a ASTM F2330 pri aplikácii na viacvrstvové (kov-polymérové) potrubia a horúcu chlórovanú vodu. Pokiaľ ide o trvanlivosť pri interakcii s chlórovanou vodou, medené vodovodné potrubia vykazujú pozitívne výsledky.
• Registrovaná v potravinárskom priemysle ako prídavné látky v potravinách E925.
• Pri chemickej výrobe kyseliny chlorovodíkovej, bielidla, bertholitovej soli, chloridov kovov, jedov, liekov, hnojív.
• V metalurgii na výrobu čistých kovov: titán, cín, tantal, niób.
• Ako indikátor slnečných neutrín v chlór-argónových detektoroch.

Mnohé rozvinuté krajiny sa snažia obmedziť používanie chlóru v každodennom živote, a to aj preto, že pri spaľovaní odpadu obsahujúceho chlór vzniká značné množstvo dioxínov.

Biologická úloha

Chlór je jedným z najdôležitejších biogénnych prvkov a je súčasťou všetkých živých organizmov.

U zvierat a ľudí sa chloridové ióny podieľajú na udržiavaní osmotickej rovnováhy, chloridový ión má optimálny polomer pre prenikanie cez bunkovú membránu. To vysvetľuje jeho spoločnú účasť so sodíkovými a draselnými iónmi pri vytváraní konštantného osmotického tlaku a regulácii metabolizmu voda-soľ. Chloridové ióny majú pod vplyvom GABA (neurotransmiter) inhibičný účinok na neuróny tým, že znižujú akčný potenciál. V žalúdku vytvárajú ióny chlóru priaznivé prostredie pre pôsobenie proteolytických enzýmov žalúdočnej šťavy. Chloridové kanály sú prítomné v mnohých typoch buniek, mitochondriálnych membránach a kostrových svaloch. Tieto kanály vykonávajú dôležité funkcie pri regulácii objemu tekutiny, transepiteliálnom transporte iónov a stabilizácii membránových potenciálov a podieľajú sa na udržiavaní pH buniek. Chlór sa hromadí vo viscerálnom tkanive, koži a kostrových svaloch. Chlór sa vstrebáva najmä v hrubom čreve. Absorpcia a vylučovanie chlóru úzko súvisí s iónmi sodíka a hydrogénuhličitanmi, v v menšej miere s mineralokortikoidmi a aktivitou Na + /K + - ATPázy. 10-15% všetkého chlóru sa akumuluje v bunkách, z toho 1/3 až 1/2 je v červených krvinkách. Asi 85 % chlóru sa nachádza v extracelulárnom priestore. Chlór sa z tela vylučuje najmä močom (90 – 95 %), stolicou (4 – 8 %) a kožou (do 2 %). Vylučovanie chlóru je spojené s iónmi sodíka a draslíka a recipročne s HCO 3 − (acidobázická rovnováha).

Človek skonzumuje 5-10 g NaCl denne. Minimálna ľudská potreba chlóru je asi 800 mg denne. Dieťa prijíma požadované množstvo chlór cez materskú kašičku, ktorá obsahuje 11 mmol/l chlóru. NaCl je potrebný na tvorbu kyseliny chlorovodíkovej v žalúdku, ktorá podporuje trávenie a ničí patogénne baktérie. V súčasnosti nie je dobre preskúmaný podiel chlóru na výskyte niektorých chorôb u ľudí, a to najmä pre malý počet štúdií. Stačí povedať, že ani odporúčania o dennom príjme chlóru neboli vypracované. Ľudské svalové tkanivo obsahuje 0,20-0,52% chlóru, kostné tkanivo - 0,09%; v krvi - 2,89 g / l. Telo priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) obsahuje 95 g chlóru. Každý deň človek prijme z potravy 3-6 g chlóru, čo viac ako pokrýva potrebu tohto prvku.

Ióny chlóru sú pre rastliny životne dôležité. Chlór sa podieľa na energetickom metabolizme v rastlinách, pričom aktivuje oxidačnú fosforyláciu. Je nevyhnutný pre tvorbu kyslíka pri fotosyntéze izolovanými chloroplastmi a stimuluje pomocné procesy fotosyntézy, predovšetkým tie, ktoré sú spojené s akumuláciou energie. Chlór má pozitívny vplyv na vstrebávanie kyslíka, draslíka, vápnika a zlúčenín horčíka koreňmi. Nadmerná koncentrácia iónov chlóru v rastlinách môže mať negatívna stránka napríklad znižujú obsah chlorofylu, znižujú aktivitu fotosyntézy a spomaľujú rast a vývoj rastlín.

Existujú však rastliny, ktoré sa v procese evolúcie buď prispôsobili slanosti pôdy, alebo v boji o priestor obsadili prázdne slané močiare, kde neexistuje konkurencia. Rastliny rastúce na slaných pôdach sa nazývajú halofyty; počas vegetačného obdobia akumulujú chloridy a potom sa zbavujú prebytku opadom listov alebo uvoľňujú chloridy na povrch listov a konárov a získavajú dvojitý úžitok zatienením povrchov pred slnečným žiarením.

Z mikroorganizmov sú známe aj halofily - halobaktérie, ktoré žijú vo vysoko slaných vodách alebo pôdach.

Vlastnosti prevádzky a bezpečnostné opatrenia

Chlór je toxický, dusivý plyn, ktorý, ak sa dostane do pľúc, spôsobí popáleniny pľúcneho tkaniva a udusenie. Pôsobí dráždivo na dýchacie cesty v koncentrácii vo vzduchu asi 0,006 mg/l (t.j. dvojnásobok prahu pre vnímanie zápachu chlóru). Chlór bol jedným z prvých chemických prostriedkov, ktoré Nemecko použilo počas prvej svetovej vojny. svetová vojna. Pri práci s chlórom by ste mali používať ochranný odev, plynovú masku a rukavice. Krátkodobo môžete dýchacie orgány chrániť pred vniknutím chlóru látkovým obväzom navlhčeným v roztoku siričitanu sodného Na 2 SO 3 alebo tiosíranu sodného Na 2 S 2 O 3.

MPC chlóru atmosférický vzduch nasledujúce: priemerná denná dávka - 0,03 mg/m³; maximálna jednotlivá dávka - 0,1 mg/m³; v pracovných oblastiach priemyselný podnik— 1 mg/m³.

Cl2 pri obj. T - žltozelený plyn s ostrým dusivým zápachom, 2,5-krát ťažší ako vzduch, málo rozpustný vo vode (~ 6,5 g/l); X. R. v nepolárnych organických rozpúšťadlách. Vo voľnej forme sa nachádza iba v sopečných plynoch.

Spôsoby získavania

Na základe procesu oxidácie Cl - aniónov

2Cl-2e- = Cl20

Priemyselný

Elektrolýza vodných roztokov chloridov, častejšie NaCl:

2NaCl + 2H20 = Cl2 + 2NaOH + H2

Laboratórium

Oxidácia konc. HCl s rôznymi oxidačnými činidlami:

4HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + 2H20

16HCl + 2KMn04 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H20

6HCl + KCl03 = 3Cl2 + KCl + 3H20

14HCl + K2Cr207 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H20

Chemické vlastnosti

Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo. Oxiduje kovy, nekovy a zložité látky, pričom sa mení na veľmi stabilné Cl - anióny:

Cl20 + 2e - = 2Cl -

Reakcie s kovmi

Aktívne kovy v atmosfére suchého plynného chlóru sa vznietia a horia; v tomto prípade sa tvoria chloridy kovov.

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

Nízkoaktívne kovy sa ľahšie oxidujú mokrým chlórom alebo jeho vodnými roztokmi:

Cl2 + Cu = CuCl2

3Cl2 + 2Au = 2AuCl3

Reakcie s nekovmi

Chlór neinteraguje priamo len s O 2, N 2, C. Reakcie s inými nekovmi prebiehajú za iných podmienok.

Vznikajú nekovové halogenidy. Najdôležitejšou reakciou je interakcia s vodíkom.

Cl2 + H2 = 2HC1

Cl2 + 2S (tavenina) = S2CI2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (alebo РCl 5 - nadbytok Cl 2)

2Cl2 + Si = SiCl4

3Cl2 + I2 = 2ICl3

Vytesnenie voľných nekovov (Br 2, I 2, N 2, S) z ich zlúčenín

Cl2 + 2 KBr = Br2 + 2 KCl

Cl2 + 2KI = 12 + 2KCI

Cl2 + 2HI = 12 + 2HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Disproporcionácia chlóru vo vode a vodných roztokoch zásad

V dôsledku samooxidácie-samo-redukcie sa niektoré atómy chlóru premenia na anióny Cl-, zatiaľ čo iné v kladnom oxidačnom stave sú zahrnuté medzi anióny ClO- alebo ClO3-.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO kyselina chlórna

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KCl03 + 3H20

3Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H20

Tieto reakcie majú dôležité, pretože vedú k produkcii zlúčenín kyslíka a chlóru:

KCl03 a Ca(ClO)2 - chlórnany; KClO 3 - chlorečnan draselný (Bertholletova soľ).

Interakcia chlóru s organickými látkami

a) nahradenie atómov vodíka v molekulách OM

b) pripojenie molekúl Cl 2 v mieste pretrhnutia viacerých väzieb uhlík-uhlík

H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2CI 1,2-dichlóretán

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

Chlorovodík a kyselina chlorovodíková

Plynný chlorovodík

Fyzikálne a chemické vlastnosti

HCl – chlorovodík. Pri rev. T - bezfarebný. plyn so štipľavým zápachom, pomerne ľahko skvapalňuje (t.t. -114 °C, teplota varu -85 °C). Bezvodá HCl v plynnom aj kvapalnom stave je elektricky nevodivá a chemicky inertná voči kovom, oxidom a hydroxidom kovov, ako aj mnohým ďalším látkam. To znamená, že v neprítomnosti vody chlorovodík nevykazuje kyslé vlastnosti. Len pri veľmi vysokých teplotách reaguje plynný HCl s kovmi, dokonca aj takými málo aktívnymi, ako sú Cu a Ag.
V malej miere sa prejavujú aj redukčné vlastnosti chloridového aniónu v HCl: oxiduje sa fluórom pri obj. T a tiež pri vysokej T (600 °C) v prítomnosti katalyzátorov reverzibilne reaguje s kyslíkom:

2HCI + F2 = Cl2 + 2HF

4HCl + 02 = 2012 + 2H20

Plynný HCl je široko používaný v organickej syntéze (hydrochloračné reakcie).

Spôsoby získavania

1. Syntéza z jednoduchých látok:

H2 + Cl2 = 2 HCl

2. Vzniká ako vedľajší produkt pri chlorácii uhľovodíkov:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. V laboratóriu sa získava pôsobením konc. H2SO4 pre chloridy:

H2SO4 (konc.) + NaCl = 2HCl + NaHS04 (s nízkym ohrevom)

H2SO4 (konc.) + 2NaCl = 2HCl + Na2S04 (s veľmi vysokým ohrevom)

Vodný roztok HCl - silná kyselina(chlórovodík alebo chlorovodík)

HCl je veľmi dobre rozpustná vo vode: pri obj. V 1 litri H 2 O sa rozpustí ~ 450 litrov plynu (rozpúšťanie je sprevádzané uvoľňovaním značného množstva tepla). Nasýtený roztok má hmotnostný zlomok HCl rovná 36-37 %. Tento roztok má veľmi štipľavý, dusivý zápach.

Molekuly HCl sa vo vode takmer úplne rozpadajú na ióny, t.j. vodný roztok HCl je silná kyselina.

Chemické vlastnosti kyseliny chlorovodíkovej

1. HCl rozpustená vo vode prezradí všetko všeobecné vlastnosti kyseliny v dôsledku prítomnosti iónov H +

HCl → H + + Cl -

Interakcia:

a) s kovmi (až do H):

2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2

b) so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

2HCl + CuO = CuCl2 + H20

6HCl + Al203 = 2AlCl3 + ZN20

c) so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi:

2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H20

3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + ZH20

d) so soľami slabších kyselín:

2HCl + CaC03 = CaCl2 + C02 + H30

HCl + C6H5ONa = C6H5OH + NaCl

e) s amoniakom:

HCl + NH3 = NH4CI

Reakcie so silnými oxidačnými činidlami F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl - anión sa oxiduje na voľný halogén:

2Cl-2e- = Cl20

Pre reakčné rovnice pozri "Výroba chlóru." Osobitný význam má ORR medzi kyselinou chlorovodíkovou a dusičnou:

Reakcie s organickými zlúčeninami

Interakcia:

a) s amínmi (ako organické zásady)

R-NH2 + HCl → + Cl -

b) s aminokyselinami (ako amfotérne zlúčeniny)

Oxidy chlóru a oxokyseliny

Kyslé oxidy

Kyseliny

Soli

Chemické vlastnosti

1. Všetky oxokyseliny chlóru a ich soli sú silné oxidačné činidlá.

2. Takmer všetky zlúčeniny sa pri zahrievaní rozkladajú v dôsledku intramolekulárnej oxidácie-redukcie alebo disproporcionácie.

Bieliaci prášok

Chlorové (bieliace) vápno je zmesou chlórnanu a chloridu vápenatého, má bieliaci a dezinfekčný účinok. Niekedy sa to považuje za príklad zmiešanej soli obsahujúcej súčasne anióny dvoch kyselín:

Oštepová voda

Vodný roztok chloridu draselného a hapochloritu KCl + KClO + H2O