Utasítás

A probléma megoldásához a relatív sűrűségre vonatkozó képleteket kell használni:

Először keresse meg az ammónia relatív molekulatömegét, amely a D.I. táblázatból számítható ki. Mengyelejev.

Ar (N) = 14, Ar (H) = 3 x 1 = 3, tehát
Mr (NH3) = 14 + 3 = 17

Helyettesítse be a kapott adatokat a képletbe a levegő relatív sűrűségének meghatározásához:
D (levegő) = Mr (ammónia) / Mr (levegő);
D (levegő) = Mr (ammónia) / 29;
D (levegő) = 17/29 = 0,59.

2. példa Számítsa ki az ammónia hidrogénhez viszonyított relatív sűrűségét!

Helyettesítse be az adatokat a képletbe a hidrogén relatív sűrűségének meghatározásához:
D (hidrogén) = Mr (ammónia) / Mr (hidrogén);
D (hidrogén) = Mr (ammónia)/ 2;
D (hidrogén) = 17/2 = 8,5.

A hidrogén (a latin „Hydrogenium” szóból - „víz termelő”) a periódusos rendszer első eleme. Széles körben elterjedt, három izotóp formájában létezik - protium, deutérium és trícium. A hidrogén könnyű, színtelen gáz (14,5-szer könnyebb a levegőnél). Levegővel és oxigénnel keverve erősen robbanásveszélyes. A vegyiparban és az élelmiszeriparban, valamint rakéta-üzemanyagként használják. A felhasználás lehetőségének kutatása folyamatban van hidrogénüzemanyagként az autómotorokhoz. Sűrűség hidrogén(mint bármely más gáz) különböző módon határozható meg.

Utasítás

Először is, a sűrűség univerzális definíciója alapján - az egységnyi térfogatú anyag mennyisége. Ha zárt edényben van, akkor a gáz sűrűségét egyszerűen az (M1 – M2)/V képlettel határozzuk meg, ahol M1 a gázzal ellátott edény össztömege, M2 az üres edény tömege, és V az edény belső térfogata.

Ha meg kell határoznia a sűrűséget hidrogén, olyan kiindulási adatokkal, mint , itt az ideális gáz univerzális állapotegyenlete, vagy a Mengyelejev-Clapeyron egyenlet jön a segítségre: PV = (mRT)/M.
P – gáznyomás
V – térfogata
R – univerzális gázállandó
T – a gáz hőmérséklete Kelvinben
M – gáz moláris tömege
m – tényleges gáztömeg.

Ideális gáznak azt a matematikai gázt tekintjük, amelyben a molekulák potenciális energiája a kinetikai energiához képest elhanyagolható. Az ideális gázmodellben a molekulák között nincs vonzó vagy taszító erő, és a részecskék ütközése más részecskékkel vagy az edény falával abszolút rugalmas.

Természetesen sem a hidrogén, sem más gáz nem ideális, de ez a modell meglehetősen nagy pontosságú számításokat tesz lehetővé a légköri nyomáshoz és a szobahőmérséklethez közeli hőmérsékleten. Például adott a feladat: keresse meg a sűrűséget hidrogén 6 nyomáson és 20 Celsius fokos hőmérsékleten.

Először konvertálja át az összes eredeti értéket az SI rendszerre (6 atmoszféra = 607950 Pa, 20 ° C = 293 ° K). Ezután írja fel a Mengyelejev-Clapeyron egyenletet PV = (mRT)/M. Alakítsa át így: P = (mRT)/MV. Mivel az m/V a sűrűség (az anyag tömegének és térfogatának aránya), így kapjuk: sűrűséget hidrogén= PM/RT, és minden szükséges adatunk megvan a megoldáshoz. Tudja a nyomásértéket (607950), a hőmérsékletet (293), az univerzális gázállandót (8,31), a moláris tömeget hidrogén (0,002).

Ha ezeket az adatokat behelyettesítjük a képletbe, a következőt kapjuk: sűrűség hidrogén adott nyomás- és hőmérsékleti feltételek mellett 0,499 kg/köbméter, azaz körülbelül 0,5.

Források:

• hogyan találjuk meg a hidrogén sűrűségét

Sűrűség- ez az anyag egyik jellemzője, megegyezik a tömeggel, térfogattal, hőmérséklettel, területtel. Ez egyenlő a tömeg és a térfogat arányával. A fő feladat az, hogy megtanulják, hogyan kell kiszámítani ezt az értéket, és tudni, hogy mitől függ.

Utasítás

Sűrűség az anyag tömegének és térfogatának numerikus aránya. Ha meg akarja határozni egy anyag sűrűségét, és ismeri a tömegét és térfogatát, akkor nem lesz nehéz megtalálnia a sűrűséget. A sűrűség meghatározásának legegyszerűbb módja ebben az esetben p = m/V. Az SI rendszerben kg/m^3-ban van megadva. Ez a két érték azonban nem mindig van megadva, ezért ismernie kell a sűrűség kiszámításának számos módját.

Sűrűség az anyag típusától függően eltérő jelentése van. Ezenkívül a sűrűség a sótartalomtól és a hőmérséklettől függően változik. A hőmérséklet csökkenésével a sűrűség növekszik, és a sótartalom mértékének csökkenésével a sűrűség is csökken. Például a Vörös-tenger sűrűségét még mindig magasnak tartják, de a Balti-tengerben már alacsonyabb. Észrevetted már, hogy ha vizet adsz hozzá, felúszik? Mindez annak köszönhető, hogy sűrűsége kisebb, mint a víz. A fémek és a kőanyagok éppen ellenkezőleg, elsüllyednek, mivel sűrűségük nagyobb. A testek sűrűsége alapján határozták meg úszásukat.

Köszönhetően az úszótestek elméletének, amely szerint meg lehet találni a test sűrűségét, a vizet, az egész test térfogatát és a bemerült részének térfogatát. Ez a képlet így néz ki: Vimmer. részek / V test = p test / p folyadék Ebből következik, hogy a test sűrűsége a következőképpen határozható meg: p test = V merülő. részek * p folyadék / V test Ez a feltétel teljesül a táblázatos adatok és a megadott térfogatok V merítve. testrészek és V.

Videó a témáról

4. tipp: Hogyan számítsuk ki egy anyag relatív molekulatömegét

A relatív molekulatömeg egy dimenzió nélküli mennyiség, amely megmutatja, hogy egy molekula tömege hányszor nagyobb, mint egy szénatom tömegének 1/12-e. Ennek megfelelően egy szénatom tömege 12 egység. Egy kémiai vegyület relatív molekulatömege úgy határozható meg, hogy összeadjuk az anyag molekuláját alkotó atomok tömegét.

Szükséged lesz

• - toll;
• - papír jegyzetekhez;
• - számológép;
• - Mengyelejev asztal.

Utasítás

Keresse meg a periódusos táblázatban a molekulát alkotó elemek celláit! Az egyes anyagok relatív atomtömege (Ar) a cella bal alsó sarkában látható. Írd át őket a legközelebbi egész számra kerekítve: Ar(H) – 1; Ar(P) – 31; Ar(O) – 16.

Határozza meg a vegyület relatív molekulatömegét (Mr). Ehhez meg kell szorozni az egyes elemek atomtömegét a -ben lévő atomok számával. Ezután adja össze a kapott értékeket. Ortofoszforsav esetén: Mr(h3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

A relatív molekulatömeg számszerűen megegyezik az anyag moláris tömegével. Egyes feladatok ezt a kapcsolatot használják. Példa: egy gáz 200 K hőmérsékleten és 0,2 MPa nyomáson 5,3 kg/m3 sűrűségű. Határozza meg a relatív molekulatömeget!

Használja a Mengyelejev-Cliperon egyenletet egy ideális gázra: PV = mRT/M, ahol V a gáz térfogata, m3; m – adott térfogatú gáz tömege, kg; M – gáz moláris tömege, kg/mol; R – univerzális gázállandó. R=8,314472 m2kg s-2 K-1 Mol-1; T – gáz, K; P - abszolút nyomás, Pa. Adja meg a moláris tömeget ebből az összefüggésből: M = mRT/(PV).

Mint ismeretes, sűrűségek: p = m/V, kg/m3. Helyettesítsük be a következő kifejezésbe: M = pRT/P. Határozzuk meg a gáz moláris tömegét: M = 5,3*8,31*200/(2*10^5) = 0,044 kg/mol. A gáz relatív molekulatömege: Mr = 44. Feltehető, hogy szén-dioxid: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Források:

• relatív molekulatömeg kiszámítása

Kémiai laboratóriumokban és otthoni kémiai kísérletek során gyakran meg kell határozni egy adott anyag relatív sűrűségét. A relatív sűrűség egy adott anyag sűrűségének és egy másik anyag sűrűségének aránya bizonyos körülmények között, vagy egy referenciaanyag sűrűségéhez viszonyítva, amely desztillált víz. A relatív sűrűséget absztrakt számként fejezzük ki.

Szükséged lesz

• - táblázatok és segédkönyvek;
• - hidrométer, piknométer vagy speciális mérleg.

Utasítás

Az anyagok relatív sűrűségét a desztillált víz sűrűségéhez viszonyítva a következő képlet határozza meg: d=p/p0, ahol d a kívánt relatív sűrűség, p a vizsgált anyag sűrűsége, p0 a referencia sűrűsége anyag. Az utolsó paraméter táblázatos és meglehetősen pontosan definiált: 20°C-on a víz sűrűsége 998,203 kg/köb.m, maximális sűrűségét pedig 4°C-on éri el - 999.973 kg/köb.m. A számítások elvégzése előtt ne felejtse el, hogy p és p0 azonos egységekben kell kifejezni.

Ezenkívül egy anyag relatív sűrűsége megtalálható a fizikai és kémiai kézikönyvekben. A relatív sűrűség számértéke mindig megegyezik ugyanazon anyag relatív fajsúlyával azonos körülmények között. Következtetés: Használja a relatív fajsúly ​​táblázatokat ugyanúgy, mint a relatív sűrűség táblázatokat.

A relatív sűrűség meghatározásakor mindig vegye figyelembe a vizsgált és a referenciaanyagok hőmérsékletét. Az a tény, hogy az anyagok sűrűsége a hűtéssel csökken, és növekszik. Ha a vizsgált anyag hőmérséklete eltér a szabványtól, végezzen javítást. Számítsa ki a relatív sűrűség átlagos változásaként 1°C-onként. Keresse meg a szükséges adatokat hőmérséklet-korrekciós nomogramok segítségével.

A folyadékok relatív sűrűségének gyors kiszámításához használjon hidrométert. A relatív és száraz anyagok méréséhez használjon piknométereket és speciális mérlegeket. A klasszikus hidrométer egy üvegcső, amely alul kitágul. A cső alsó végén egy tartály vagy egy speciális anyag található. A cső tetején osztások vannak, amelyek a vizsgált anyag relatív sűrűségének számértékét mutatják. Számos hidrométer ezenkívül hőmérőkkel van felszerelve a vizsgált anyag hőmérsékletének mérésére.

Avogadro törvénye

Egy gáznemű anyag molekuláinak egymástól való távolsága a külső körülményektől függ: a nyomástól és a hőmérséklettől. Azonos külső körülmények között a különböző gázok molekulái közötti tér azonos. Avogadro törvénye, amelyet 1811-ben fedeztek fel, kimondja, hogy azonos térfogatú különböző gázok azonos külső körülmények között (hőmérséklet és nyomás) azonos számú molekulát tartalmaznak. Azok. ha V1=V2, T1=T2 és P1=P2, akkor N1=N2, ahol V a térfogat, T a hőmérséklet, P a nyomás, N a gázmolekulák száma (index „1” egy gázra, „2” másik számára).

Az Avogadro-törvény első következménye, moláris térfogat

Az Avogadro-törvény első következtetése kimondja, hogy azonos körülmények között bármely gázból ugyanannyi molekula ugyanazt a térfogatot foglalja el: V1=V2, ahol N1=N2, T1=T2 és P1=P2. Bármely gáz egy móljának térfogata (moláris térfogata) állandó érték. Emlékezzünk vissza, hogy 1 mol Avogadro számú részecskét tartalmaz – 6,02x10^23 molekulát.

Így a gáz moláris térfogata csak a nyomástól és a hőmérséklettől függ. A gázokat általában normál nyomáson és normál hőmérsékleten tekintik: 273 K (0 Celsius-fok) és 1 atm (760 Hgmm, 101325 Pa). Ilyen „n.s.”-nek nevezett normál körülmények között bármely gáz moláris térfogata 22,4 l/mol. Ennek az értéknek a ismeretében kiszámíthatja bármely adott tömeg és adott mennyiségű gáz térfogatát.

Az Avogadro-törvény második következménye, a gázok relatív sűrűsége

A gázok relatív sűrűségének kiszámításához az Avogadro-törvény második következményét használjuk. Definíció szerint egy anyag sűrűsége tömegének és térfogatának aránya: ρ=m/V. 1 mól anyag tömege egyenlő az M moláris tömeggel, a térfogat pedig a V(M) moláris térfogattal. Ezért a gáz sűrűsége ρ=M(gáz)/V(M).

Legyen két gáz – X és Y. Sűrűségük és moláris tömegük – ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), egymáshoz viszonyítva a következő összefüggésekkel: ρ(X)=M (X)/V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). Az X gáz és az Y gáz relatív sűrűsége, amelyet Dy(X)-ként jelölünk, ezen gázok sűrűségének aránya ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). A moláris térfogatok csökkennek, és ebből arra következtethetünk, hogy az X gáz relatív sűrűsége Y gázhoz viszonyítva egyenlő moláris vagy relatív molekulatömegük arányával (számszerűen egyenlők).

A gázsűrűséget gyakran a hidrogénhez, a legkönnyebb gázhoz viszonyítva határozzák meg, amelynek moláris tömege 2 g/mol. Azok. ha a feladat azt mondja, hogy egy ismeretlen X gáz hidrogénsűrűsége mondjuk 15 (a relatív sűrűség dimenzió nélküli érték!), akkor nem lesz nehéz megtalálni a moláris tömegét: M(X)=15xM(H2)=15x2= 30 g/mol. Gyakran feltüntetik a gáz levegőhöz viszonyított relatív sűrűségét is. Itt tudni kell, hogy a levegő átlagos relatív molekulatömege 29, és nem 2-vel, hanem 29-cel kell szorozni.

A természetben a klór gázhalmazállapotban és csak más gázokkal képzett vegyületek formájában fordul elő. Normálishoz közeli körülmények között zöldes színű, mérgező, maró gáz. Súlya nagyobb, mint a levegőnek. Édes illata van. Egy klórmolekula két atomot tartalmaz. Nyugodt állapotban nem ég, de magas hőmérsékleten kölcsönhatásba lép a hidrogénnel, ami után robbanás lehetséges. Ennek eredményeként foszgén gáz szabadul fel. Nagyon mérgező. Így már alacsony koncentrációban is a levegőben (0,001 mg/1 dm 3) halált okozhat. A klór azt állítja, hogy nehezebb a levegőnél, ezért mindig a padló közelében helyezkedik el, sárgás-zöld köd formájában.

Történelmi tények

A gyakorlatban először ezt az anyagot K. Scheeley szerezte meg 1774-ben sósav és piroluzit kombinálásával. P. Davy azonban csak 1810-ben tudta jellemezni a klórt, és megállapítani, hogy az egy külön kémiai elem.

Érdemes megjegyezni, hogy 1772-ben sikerült előállítania a hidrogén-kloridot, a klór és a hidrogén vegyületét, de a kémikus nem tudta szétválasztani ezt a két elemet.

A klór kémiai jellemzői

A klór a periódusos rendszer VII. csoportjának fő alcsoportjának kémiai eleme. A harmadik periódusban van, és 17-es rendszámú (17 proton az atommagban). Kémiailag aktív nemfém. Cl betűkkel jelölve.

A színtelen, de szúrós, szúrós szagú gázok tipikus képviselője. Jellemzően mérgező. Minden halogén jól hígítható vízben. Nedves levegőnek kitéve füstölni kezdenek.

A Cl atom külső elektronikus konfigurációja 3s2Зр5. Ezért a vegyületekben egy kémiai elem -1, +1, +3, +4, +5, +6 és +7 oxidációs szintet mutat. Az atom kovalens sugara 0,96 Å, a Cl- ionsugara 1,83 Å, az atom elektronaffinitása 3,65 eV, az ionizációs szint 12,87 eV.

Mint fentebb említettük, a klór meglehetősen aktív nemfém, amely lehetővé teszi szinte bármilyen fémmel (bizonyos esetekben hő vagy nedvesség felhasználásával, a bróm kiszorításával) és nem fémekkel alkotott vegyületeket. Por alakban csak akkor lép reakcióba fémekkel, ha magas hőmérsékletnek van kitéve.

A maximális égési hőmérséklet 2250 °C. Oxigénnel oxidokat, hipokloritokat, kloritokat és klorátokat képezhet. Minden oxigént tartalmazó vegyület robbanásveszélyessé válik, amikor oxidáló anyagokkal kölcsönhatásba lép. Érdemes megjegyezni, hogy önkényesen felrobbanhatnak, míg a klorátok csak akkor robbannak fel, ha bármilyen iniciátorral érintkeznek.

A klór jellemzői a periódusos rendszerben elfoglalt pozíció szerint:

Egyszerű anyag;
. a periódusos rendszer tizenhetedik csoportjának eleme;
. a harmadik sor harmadik szakasza;
. a fő alcsoport hetedik csoportja;
. atomszám 17;
. Cl szimbólummal jelölve;
. reaktív nem fém;
. halogéncsoportban van;
. a normálishoz közeli körülmények között sárgás-zöld színű, szúrós szagú mérgező gáz;
. egy klórmolekula 2 atomos (Cl 2 képlet).

A klór fizikai tulajdonságai:

Forráspont: -34,04 °C;
. olvadáspont: -101,5 °C;
. sűrűség gáz halmazállapotban - 3,214 g/l;
. a folyékony klór sűrűsége (forrási időszak alatt) - 1,537 g / cm3;
. szilárd klór sűrűsége - 1,9 g/cm 3;
. fajlagos térfogat - 1,745 x 10 -3 l/g.

Klór: a hőmérsékletváltozás jellemzői

Gáz halmazállapotban könnyen cseppfolyósodásra hajlamos. 8 atmoszféra nyomáson és 20 ° C hőmérsékleten zöldessárga folyadéknak tűnik. Nagyon magas korrozív tulajdonságokkal rendelkezik. Amint a gyakorlat azt mutatja, ez a kémiai elem a kritikus hőmérsékletig (143 ° C) folyékony állapotot tarthat fenn, megnövekedett nyomás mellett.

Ha -32 °C-ra hűtjük, akkor a légköri nyomástól függetlenül folyékony lesz. A hőmérséklet további csökkenésével kristályosodás következik be (-101 ° C-on).

Klór a természetben

A földkéreg mindössze 0,017% klórt tartalmaz. Legtöbbjük vulkáni gázokban található. Mint fentebb említettük, az anyag nagy kémiai aktivitással rendelkezik, aminek következtében a természetben más elemekkel alkotott vegyületekben is megtalálható. Sok ásványi anyag azonban tartalmaz klórt. Az elem jellemzői mintegy száz különféle ásvány képződését teszik lehetővé. Általában ezek fém-kloridok.

Ezenkívül nagy mennyiségben megtalálható a Világ-óceánban - csaknem 2%. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a kloridok nagyon aktívan oldódnak, és a folyók és a tengerek szállítják őket. Fordított folyamat is lehetséges. A klór visszamosódik a partra, majd a szél körbehordja a környéken. Ezért a legnagyobb koncentrációja a tengerparti övezetekben figyelhető meg. A bolygó száraz vidékein az általunk vizsgált gáz a víz elpárolgása révén képződik, aminek következtében sós mocsarak jelennek meg. Ebből az anyagból évente mintegy 100 millió tonnát bányásznak a világon. Ami azonban nem meglepő, mert sok klórtartalmú lerakódás található. Jellemzői azonban nagyban függenek földrajzi elhelyezkedésétől.

A klór előállításának módszerei

Manapság számos módszer létezik a klór előállítására, amelyek közül a leggyakoribbak a következők:

1. Membrán. Ez a legegyszerűbb és legolcsóbb. A membránelektrolízisben lévő sóoldat belép az anódtérbe. Ezután az acélkatódrácson keresztül a membránba áramlik. Kis mennyiségű polimer szálat tartalmaz. Ennek az eszköznek egy fontos jellemzője az ellenáramlás. Az anódtérből a katódtérbe van irányítva, ami lehetővé teszi a klór és a lúgok külön kinyerését.

2. Membrán. A legenergiatakarékosabb, de nehezen kivitelezhető egy szervezetben. Hasonló a membránhoz. A különbség az, hogy az anód- és katódteret teljesen elválasztja egy membrán. Ezért a kimenet két különálló adatfolyam.

Érdemes megjegyezni, hogy a vegyi anyag jellemzői Ezekkel a módszerekkel nyert elem (klór) eltérő lesz. A membránmódszert „tisztábbnak” tartják.

3. Higanyos módszer folyékony katóddal. Más technológiákkal összehasonlítva ez az opció lehetővé teszi a legtisztább klór előállítását.

A telepítés alaprajza egy elektrolizátorból és egy összekapcsolt szivattyúból és amalgámbontóból áll. A konyhasóoldattal együtt pumpált higany katódként, a szén- vagy grafitelektródák pedig anódként szolgálnak. A telepítés működési elve a következő: az elektrolitból klór szabadul fel, amelyet az anolittal együtt eltávolítanak az elektrolizátorból. Ez utóbbiból eltávolítják a szennyeződéseket és a maradék klórt, újra telítik halittal és visszavezetik az elektrolízisbe.

Az ipari biztonsági követelmények és a veszteséges termelés a folyékony katód szilárd katóddal való cseréjéhez vezetett.

Klór felhasználása ipari célokra

A klór tulajdonságai lehetővé teszik, hogy aktívan használják az iparban. Ennek a kémiai elemnek a segítségével különféle (vinil-klorid, klórgumi stb.) gyógyszereket, fertőtlenítőszereket kapnak. De az iparban elfoglalt legnagyobb rést a sósav és a mész gyártása jelenti.

Az ivóvíz tisztítására szolgáló módszereket széles körben alkalmazzák. Ma megpróbálnak eltérni ettől a módszertől, ózonozással helyettesítve, mivel az általunk vizsgált anyag negatívan hat az emberi szervezetre, a klórozott víz pedig tönkreteszi a csővezetékeket. Ez annak köszönhető, hogy a Cl szabad állapotban káros hatással van a poliolefinekből készült csövekre. A legtöbb ország azonban a klórozási módszert részesíti előnyben.

A klórt a kohászatban is használják. Segítségével számos ritka fémet (nióbium, tantál, titán) nyernek. A vegyiparban a különféle szerves klórvegyületeket aktívan használják a gyomok irtására és egyéb mezőgazdasági célokra is használják fehérítőként.

Kémiai szerkezetének köszönhetően a klór tönkreteszi a legtöbb szerves és szervetlen színezéket. Ezt úgy érik el, hogy teljesen kifehérítik őket. Ez az eredmény csak víz jelenlétében lehetséges, mivel az elszíneződés folyamata megy végbe, amely a klór lebomlása után képződik: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Ez a módszer néhány esetben alkalmazható. évszázadokkal ezelőtt, és ma is népszerű.

Ennek az anyagnak a felhasználása szerves klórtartalmú inszekticidek előállítására nagyon népszerű. Ezek a mezőgazdasági termékek elpusztítják a káros szervezeteket, miközben a növényeket érintetlenül hagyják. A bolygón termelt összes klór jelentős részét mezőgazdasági szükségletekre használják fel.

Műanyag keverékek és gumi előállításához is használják. Huzalszigetelések, irodaszerek, berendezések, háztartási gépek burkolatai stb. készítésére szolgálnak. Egyes vélemények szerint az így nyert gumik károsak az emberre, de ezt a tudomány nem erősítette meg.

Érdemes megjegyezni, hogy a klórt (az anyag tulajdonságait korábban részletesen leírtuk) és származékait, mint a mustárgázt és a foszgént katonai célokra is használják vegyi hadianyagok előállítására.

A klór, mint a nemfémek kiemelkedő képviselője

A nemfémek egyszerű anyagok, amelyek gázokat és folyadékokat tartalmaznak. A legtöbb esetben rosszabbul vezetik az elektromosságot, mint a fémek, és jelentős különbségek vannak fizikai és mechanikai jellemzőikben. Magas szintű ionizációval képesek kovalens kémiai vegyületeket képezni. Az alábbiakban egy nemfém leírását adjuk meg példaként klór használatával.

Mint fentebb említettük, ez a kémiai elem gáz. Normál körülmények között teljesen hiányoznak a fémekhez hasonló tulajdonságok. Külső segítség nélkül nem tud kölcsönhatásba lépni oxigénnel, nitrogénnel, szénnel stb. Oxidáló tulajdonságait egyszerű és néhány összetett anyaggal kapcsolatban is kifejti. Ez egy halogén, ami egyértelműen tükröződik kémiai tulajdonságaiban. A halogének más képviselőivel (bróm, asztatin, jód) kombinálva kiszorítja őket. Gázhalmazállapotban a klór (jellemzői ezt közvetlenül igazolják) jól oldódik. Kiváló fertőtlenítőszer. Csak az élő szervezeteket pusztítja el, ezért nélkülözhetetlen a mezőgazdaságban és az orvostudományban.

Használja mérgező anyagként

A klóratom jellemzői lehetővé teszik, hogy mérgező szerként használják fel. A gázt Németország először 1915. április 22-én, az első világháború idején használta, aminek következtében mintegy 15 ezren haltak meg. Jelenleg nem alkalmazható.

Röviden leírjuk a kémiai elemet, mint fullasztót. Az emberi szervezetre fulladáson keresztül hat. Először a felső légutakat és a szem nyálkahártyáját irritálja. A súlyos köhögés fulladásos rohamokkal kezdődik. Továbbá a tüdőbe behatolva a gáz korrodálja a tüdőszövetet, ami ödémához vezet. Fontos! A klór gyorsan ható anyag.

A levegő koncentrációjától függően a tünetek eltérőek. Alacsony szinten egy személy a szem nyálkahártyájának vörösségét és enyhe légszomjat tapasztal. A légkörben lévő 1,5-2 g/m 3 tartalom elnehezülést és éles érzést okoz a mellkasban, éles fájdalmat a felső légutakban. Az állapotot súlyos könnyezés is kísérheti. Ilyen klórkoncentrációjú helyiségben 10-15 percnyi tartózkodás után súlyos tüdőégések és halálesetek következnek be. Sűrűbb koncentráció esetén a felső légutak bénulásától számított egy percen belül a halál lehetséges.

A klór az élőlények és növények életében

A klór szinte minden élő szervezetben megtalálható. Különlegessége, hogy nem tiszta formában, hanem vegyületek formájában van jelen.

Az állati és emberi szervezetekben a klórionok fenntartják az ozmotikus egyenlőséget. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy ezek rendelkeznek a legalkalmasabb sugárral a membránsejtekbe való behatoláshoz. A káliumionokkal együtt a Cl szabályozza a víz-só egyensúlyt. A bélben a klórionok kedvező környezetet teremtenek a gyomornedv proteolitikus enzimeinek működéséhez. A klórcsatornák testünk számos sejtjében találhatók. Rajtuk keresztül történik a sejtközi folyadékcsere, és a sejt pH-ja megmarad. Ennek az elemnek a testben lévő teljes térfogatának körülbelül 85% -a az intercelluláris térben található. A húgycsövön keresztül ürül ki a szervezetből. A női szervezet szoptatás alatt termeli.

A fejlődés ezen szakaszában nehéz egyértelműen megmondani, hogy a klór és vegyületei mely betegségeket váltják ki. Ennek oka a kutatás hiánya ezen a területen.

A klórionok a növényi sejtekben is jelen vannak. Aktívan részt vesz az energia-anyagcserében. Ezen elem nélkül a fotoszintézis folyamata lehetetlen. Segítségével a gyökerek aktívan felszívják a szükséges anyagokat. De a klór magas koncentrációja a növényekben káros hatással lehet (lelassítja a fotoszintézis folyamatát, leállítja a fejlődést és a növekedést).

Vannak azonban a flóra képviselői, akik képesek voltak „barátkozni” vagy legalább kijönni ezzel az elemmel. A nemfém (klór) jellemzői olyan elemet tartalmaznak, mint egy anyag talajok oxidáló képessége. Az evolúció során a fent említett halofitáknak nevezett növények üres sós mocsarakat foglaltak el, amelyek ennek az elemnek a túlzott mennyisége miatt üresek voltak. Felszívják a klórionokat, majd a lombhullás segítségével megszabadulnak tőlük.

Klór szállítása és tárolása

A klór szállításának és tárolásának többféle módja van. Az elem jellemzői speciális nagynyomású hengereket igényelnek. Az ilyen tartályok azonosító jelöléssel rendelkeznek - egy függőleges zöld vonal. A palackokat havonta alaposan ki kell mosni. Ha a klórt hosszú ideig tárolják, nagyon robbanásveszélyes csapadék képződik - nitrogén-triklorid. Az összes biztonsági szabály be nem tartása spontán gyulladást és robbanást okozhat.

Klór vizsgálat

A jövő vegyészeinek ismerniük kell a klór jellemzőit. A terv szerint a 9. osztályosok akár laboratóriumi kísérleteket is végezhetnek ezzel az anyaggal a tudományági alapismeretek alapján. Természetesen a tanár köteles biztonsági utasításokat adni.

A munka menete a következő: vegyen egy lombikot klórral, és öntsön bele kis fémforgácsot. Repülés közben a forgács erős fényű szikráktól lobban fel, és ezzel egyidejűleg világos fehér SbCl 3 füst képződik. Ha az ónfóliát klóros edénybe merítjük, az is spontán meggyullad, és tüzes hópelyhek hullanak lassan a lombik aljára. A reakció során füstös folyadék képződik - SnCl 4. Amikor vasreszeléket helyezünk egy edénybe, vörös „cseppek” képződnek, és vörös FeCl 3 füst jelenik meg.

A gyakorlati munka mellett az elmélet megismétlődik. Különösen egy olyan kérdés, mint a klór jellemzői a periódusos rendszerben (a cikk elején ismertetve).

A kísérletek eredményeként kiderült, hogy az elem aktívan reagál a szerves vegyületekre. Ha az előzőleg terpentinbe áztatott vattát egy klóros tégelybe teszed, az azonnal meggyullad, és a lombikból hirtelen kihullik a korom. A nátrium látványosan, sárgás lánggal parázslik, a vegyszertartály falán sókristályok jelennek meg. A diákok számára érdekes lesz tudni, hogy még fiatal vegyészként, N. N. Semenov (később Nobel-díjas) egy ilyen kísérlet elvégzése után sót gyűjtött a lombik faláról, és kenyérre szórva megette. A kémia helyesnek bizonyult, és nem hagyta cserben a tudóst. A vegyész által végzett kísérlet eredményeként a közönséges konyhasó valóban kiderült!

Klór

KLÓR-A; m.[görögből chlōros - halványzöld] Kémiai elem (Cl), szúrós szagú, zöldessárga színű fullasztó gáz (mérgező és fertőtlenítőszerként használják). Klórvegyületek. Klórmérgezés.

◁ Klór (lásd).

(lat. Chlorum), a periódusos rendszer VII. csoportjába tartozó kémiai elem, a halogének közé tartozik. A név a görög chlōros - sárga-zöld - szóból származik. A szabad klór kétatomos molekulákból áll (Cl 2); sárgászöld gáz szúrós szaggal; sűrűsége 3,214 g/l; t pl -101 °C; t kip -33,97 °C; közönséges hőmérsékleten 0,6 MPa nyomás alatt könnyen cseppfolyósodik. Kémiailag nagyon aktív (oxidálószer). A fő ásványi anyagok a halit (kősó), szilvit, bischofit; a tengervíz nátrium-, kálium-, magnézium- és egyéb elemeket tartalmaz. Használják klórtartalmú szerves vegyületek (60-75%), szervetlen anyagok (10-20%) előállítására, cellulóz és szövetek fehérítésére (5-15%), egészségügyi szükségletekre és víz fertőtlenítésére (klórozására). . Mérgező.

KLÓR (lat. Chlorum), Cl (értsd: „klór”), ​​kémiai elem 17-es rendszámmal, atomtömege 35,453. Szabad formájában sárgászöld nehézgáz, éles fullasztó szaggal (innen a neve: görög chloros - sárga-zöld).
A természetes klór két nuklid keveréke (cm. NUKLID) 35 (75,77 tömegszázalékos keverékben) és 37 (24,23%) tömegszámmal. 3. külső elektronréteg konfiguráció s 2 p 5 . A vegyületekben főként –1, +1, +3, +5 és +7 oxidációs állapotot mutat (I, III, V és VII vegyérték). (cm. Mengyelejev elemi periódusos rendszerének VIIA csoportjában a harmadik periódusban található, a halogénekhez tartozik..
HALOGÉN)
A semleges klóratom sugara 0,099 nm, az ionos sugarak rendre (a koordinációs szám értékei zárójelben vannak feltüntetve): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) és Clr 7+ 0,022 nm (3) és 0,041 nm (6). A semleges klóratom szekvenciális ionizációs energiái rendre 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 és 114,3 eV. Elektronaffinitás 3,614 eV. A Pauling-skála szerint a klór elektronegativitása 3,16.
A felfedezés története
A klór legfontosabb kémiai vegyületét - a konyhasót (kémiai képlet NaCl, kémiai neve nátrium-klorid) - ősidők óta ismeri az ember. Bizonyítékok vannak arra, hogy az asztali só kivonását már Kr.e. 3-4 ezer évvel végezték Líbiában. Lehetséges, hogy az alkimisták különféle manipulációkhoz konyhasót használva klórgázzal is találkoztak. A „fémek királyának” - az aranynak - feloldásához „regia vodkát” - sósav és salétromsav keverékét használtak, amelynek kölcsönhatása során klór szabadul fel. (cm. A klórgázt először K. Scheele svéd kémikus szerezte meg és írta le részletesen SCHEELE Karl Wilhelm) (cm. 1774-ben. Sósavat hevített az ásványi piroluzittal PIROLUZIT) (cm. MnO 2-t és szúrós szagú sárgászöld gáz felszabadulását figyelték meg. Mivel akkoriban a flogiszton elmélete dominált FLOGISZTON) (cm., Scheele az új gázt „deflogisztonizált sósavnak”, azaz a sósav oxidjának (oxidjának) tekintette. A. Lavoisier LAVOISIER Antoine Laurent) (cm. a gázt a „muria” elem oxidjának tekintették (a sósavat morzsasavnak nevezték, a latin muria szóból - sóoldat). Ugyanezt az álláspontot először G. Davy angol tudós osztotta, aki sok időt töltött azzal, hogy a „murium-oxidot” egyszerű anyagokra bontsa. Elbukott, és 1811-re Davy arra a következtetésre jutott, hogy ez a gáz egy egyszerű anyag, és egy kémiai elem felel meg neki. Davy volt az első, aki azt javasolta, hogy a gáz sárga-zöld színének megfelelően klórnak nevezzék. A „klór” nevet 1812-ben J. L. Gay-Lussac francia kémikus adta az elemnek. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); minden országban elfogadott, kivéve Nagy-Britanniát és az USA-t, ahol a Davy által bevezetett név megmaradt. Azt javasolták, hogy ezt az elemet „halogénnek” (azaz sótermelőnek) kellene nevezni, de idővel ez lett a VIIA csoport összes elemének általános neve.
A természetben lenni
A földkéreg klórtartalma 0,013 tömegszázalék, észrevehető koncentrációban van jelen a tengervízben Cl – ion formájában (átlagosan kb. 18,8 g/l). Kémiailag a klór rendkívül aktív, ezért a természetben nem fordul elő szabad formában. Olyan ásványok része, amelyek nagy lerakódásokat képeznek, mint például asztali vagy kőzetsó (halit (cm. HALITE)) NaCl, karnallit (cm. KARNALLIT) KCl MgCl 2 6H 21 O, szilvin (cm. SYLVIN) KCl, szilvinit (Na, K)Cl, kainit (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofit (cm. BISCHOFIT) MgCl 2 · 6H 2 O és még sokan mások. A klór számos kőzetben és talajban található.
Nyugta
Klórgáz előállításához NaCl erős vizes oldatának elektrolízisét alkalmazzák (néha KCl-t használnak). Az elektrolízist a katód- és az anódteret elválasztó kationcserélő membrán segítségével végzik. Ráadásul a folyamat miatt
2NaCl + 2H 2O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
három értékes vegyi terméket kapunk egyszerre: klórt az anódon, hidrogént a katódon (cm. HIDROGÉN), és az elektrolizátorban lúg halmozódik fel (1,13 tonna NaOH minden tonna előállított klórra). A klór elektrolízissel történő előállítása nagy mennyiségű villamos energiát igényel: 1 tonna klór előállításához 2,3-3,7 MW szükséges.
A klór laboratóriumi előállításához tömény sósavat alkalmaznak bármilyen erős oxidálószerrel (kálium-permanganát KMnO 4, kálium-dikromát K 2 Cr 2 O 7, kálium-klorát KClO 3, fehérítő CaClOCl, mangán (IV) 2 MnO oxid ). A legkényelmesebb a kálium-permanganát használata ezekre a célokra: ebben az esetben a reakció melegítés nélkül megy végbe:
2KMnO4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.
Szükség esetén a klórt cseppfolyósított (nyomás alatti) formában vasúti tartályokban vagy acélhengerekben szállítják. A klórpalackok speciális jelöléssel rendelkeznek, de enélkül is könnyen megkülönböztethető a klórpalack az egyéb nem mérgező gázokat tartalmazó palackoktól. A klórpalackok alja félgömb alakú, és a folyékony klórt tartalmazó hengert nem lehet függőlegesen elhelyezni alátámasztás nélkül.
Fizikai és kémiai tulajdonságok
Normál körülmények között a klór sárgászöld gáz, a gáz sűrűsége 25°C-on 3,214 g/dm 3 (a levegő sűrűségének kb. 2,5-szerese). A szilárd klór olvadáspontja –100,98°C, forráspontja –33,97°C. A standard elektródpotenciál Cl 2 /Cl - vizes oldatban +1,3583 V.
Szabad állapotban kétatomos Cl 2 molekulák formájában létezik. Az atommagok közötti távolság ebben a molekulában 0,1987 nm. A Cl 2 molekula elektronaffinitása 2,45 eV, ionizációs potenciálja 11,48 eV. A Cl 2 molekulák atomokká történő disszociációs energiája viszonylag alacsony, és 239,23 kJ/mol.
A klór enyhén oldódik vízben. 0 °C hőmérsékleten az oldhatóság 1,44 tömeg%, 20 °C-on - 0,711 °C tömeg%, 60 °C-on - 0,323 tömeg%. %. A klór vizes oldatát klórvíznek nevezzük. A klóros vízben egyensúly jön létre:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Annak érdekében, hogy ezt az egyensúlyt balra toljuk, azaz csökkentsük a klór vízben való oldhatóságát, vagy nátrium-klorid NaCl-t vagy valamilyen nem illékony erős savat (például kénsavat) kell a vízhez adni.
A klór sok nem poláris folyadékban jól oldódik. Maga a folyékony klór oldószerként szolgál olyan anyagokhoz, mint a BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
A Cl 2 molekulák atomokká történő alacsony disszociációs energiája és a klóratom nagy elektronaffinitása miatt a klór kémiailag nagyon aktív. Közvetlenül reagál a legtöbb fémmel (beleértve például az arannyal is) és sok nemfémmel. Tehát melegítés nélkül a klór reagál lúggal (cm. ALKÁLI FÉMEK)és alkáliföldfémek (cm. ALKÁFÖLD FÉMEK), antimonnal:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Melegítéskor a klór reakcióba lép az alumíniummal:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
és vas:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
A klór reakcióba lép a H2 hidrogénnel, ha meggyújtják (a klór csendesen ég hidrogénatmoszférában), vagy ha klór és hidrogén keverékét ultraibolya fénnyel besugározzák. Ebben az esetben HCl hidrogén-klorid gáz jelenik meg:
H2+Cl2=2HCl.
A hidrogén-klorid vizes oldatát sósavnak nevezzük (cm. SÓSAV)(sósav. A sósav maximális tömegkoncentrációja körülbelül 38%. Sósav sói - kloridok (cm. KLÓRIDOK) például ammónium-klorid NH 4 Cl, kalcium-klorid CaCl 2, bárium-klorid BaCl 2 és mások. Sok klorid jól oldódik vízben. Az ezüst-klorid AgCl gyakorlatilag nem oldódik vízben és savas vizes oldatokban. Kvalitatív reakció a kloridionok oldatban való jelenlétére fehér AgCl csapadék képződése Ag + ionokkal, amely salétromsav közegben gyakorlatilag oldhatatlan:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
Szobahőmérsékleten a klór reagál a kénnel (az ún. kén-monoklorid S 2 Cl 2 keletkezik) és a fluorral (a ClF és ClF 3 vegyület képződik). Melegítéskor a klór kölcsönhatásba lép a foszforral (a reakciókörülményektől függően PCl 3 vagy PCl 5 vegyületeket képez), arzénnel, bórral és más nemfémekkel. A klór nem reagál közvetlenül oxigénnel, nitrogénnel, szénnel (számos klórvegyületet kapnak közvetve ezekkel az elemekkel) és inert gázokkal (a közelmúltban a tudósok megtalálták az ilyen reakciók aktiválásának és „közvetlen” végrehajtásának módját). Más halogénekkel a klór interhalogén vegyületeket képez, például nagyon erős oxidálószereket - fluoridokat ClF, ClF 3, ClF 5. A klór oxidáló ereje nagyobb, mint a bróm, így a klór kiszorítja a bromidiont a bromidoldatokból, például:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
A klór szubsztitúciós reakciókon megy keresztül számos szerves vegyülettel, például metánnal CH4 és benzol C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl vagy C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
A klórmolekula több (kettős és hármas) kötéssel képes kapcsolódni szerves vegyületekhez, például etilénhez C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
A klór kölcsönhatásba lép a lúgok vizes oldataival. Ha a reakció szobahőmérsékleten megy végbe, klorid (például kálium-klorid KCl) és hipoklorit képződik. (cm. HIPOKLORITOK)(például kálium-hipoklorit KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Amikor a klór kölcsönhatásba lép egy forró (körülbelül 70-80 °C hőmérsékletű) lúgos oldattal, a megfelelő klorid és klorát képződik. (cm. KLORÁTOK), Például:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
Amikor a klór kölcsönhatásba lép a kalcium-hidroxid Ca(OH) 2 nedves szuszpenziójával, fehérítő képződik (cm. FEHÍTŐPOR)("fehérítő") CaClOCl.
A klór +1 oxidációs állapota gyenge, instabil hipoklórsavnak felel meg (cm. hipoklórsav) HClO. Sói hipokloritok, például NaClO - nátrium-hipoklorit. A hipokloritok erős oxidálószerek, és széles körben használják fehérítő- és fertőtlenítőszerként. Amikor a hipokloritok, különösen a fehérítő kölcsönhatásba lépnek a szén-dioxid-CO 2 -val, más termékek mellett illékony hipoklórsav képződik. (cm. hipoklórsav), amely lebomlik és klór-oxid (I) Cl 2 O szabadul fel:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Ennek a gáznak a Cl 2 O illata a „fehérítő” jellegzetes szaga.
A klór +3 oxidációs állapota a közepes erősségű HClO 2 alacsony stabilitású savnak felel meg. Ezt a savat klórsavnak, sóit kloritoknak nevezik (cm. KLORITOK (sók)) például NaClO 2 - nátrium-klorit.
A klór +4 oxidációs állapota csak egy vegyületnek felel meg - a ClO 2 klór-dioxidnak.
A klór +5 oxidációs állapota erősnek felel meg, csak vizes oldatokban stabil, 40% alatti koncentrációban perklórsav (cm. hipoklórsav) HClO 3. Sói klorátok, például kálium-klorát KClO 3.
A klór +6 oxidációs állapota csak egy vegyületnek felel meg - a ClO 3 klór-trioxidnak (Cl 2 O 6 dimer formájában létezik).
A klór +7 oxidációs állapota egy nagyon erős és meglehetősen stabil perklórsavnak felel meg (cm. PERKLÓRSAV) HClO 4. Sói perklorátok (cm. PERKLORÁTOK) például ammónium-perklorát NH 4 ClO 4 vagy kálium-perklorát KClO 4. Meg kell jegyezni, hogy a nehéz alkálifémek - a kálium, és különösen a rubídium és a cézium - perklorátjai vízben gyengén oldódnak. A klór oxidációs állapotának megfelelő oxid +7 - Cl 2 O 7.
A pozitív oxidációs állapotú klórt tartalmazó vegyületek közül a hipokloritok rendelkeznek a legerősebb oxidáló tulajdonságokkal. A perklorátok esetében az oxidáló tulajdonságok nem jellemzőek.
Alkalmazás
A klór a vegyipar egyik legfontosabb terméke. Globális termelése több tízmillió tonna évente. A klórt fertőtlenítőszerek és fehérítőszerek (nátrium-hipoklorit, fehérítő és mások), sósav, számos fém és nemfém kloridja, valamint sok műanyag (polivinil-klorid) előállítására használják. (cm. POLIVINIL-KLORID)és mások), klórtartalmú oldószerek (diklór-etán CH 2 ClCH 2 Cl, szén-tetraklorid CCl 4 stb.), ércek felnyitására, fémek szétválasztására és tisztítására stb. A klórt a víz fertőtlenítésére használják (klórozás (cm. KLÓROZÁS)) és sok más célra.
Biológiai szerep
A klór az egyik legfontosabb biogén elem (cm. BIOGÉN ELEMEK)és minden élő szervezet része. Egyes növények, az úgynevezett halofiták nemcsak erősen sós talajban képesek növekedni, hanem nagy mennyiségű kloridot is felhalmoznak. Ismertek olyan mikroorganizmusok (halobaktériumok stb.) és állatok, amelyek magas sótartalmú körülmények között élnek. A klór az állatok és az emberek víz-só anyagcseréjének egyik fő eleme, amely meghatározza a test szöveteiben zajló fizikai és kémiai folyamatokat. Részt vesz a szövetek sav-bázis egyensúlyának fenntartásában, az ozmoregulációban (cm. OSMOREGUULATION)(a klór a fő ozmotikusan aktív anyag a vérben, a nyirokokban és más testnedvekben), főleg a sejteken kívül található. A növényekben a klór részt vesz az oxidatív reakciókban és a fotoszintézisben.
Az emberi izomszövet 0,20-0,52% klórt tartalmaz, a csontszövet - 0,09%; a vérben - 2,89 g/l. Egy átlagos ember teste (testsúlya 70 kg) 95 g klórt tartalmaz. Az ember naponta 3-6 g klórt kap az élelmiszerből, ami több mint fedezi ennek az elemnek a szükségletét.
A klórral végzett munka jellemzői
A klór mérgező fullasztó gáz, ha a tüdőbe kerül, égési sérüléseket és fulladást okoz. A levegőben körülbelül 0,006 mg/l koncentrációban irritáló hatással van a légutakra. A klór volt az egyik első vegyi méreg (cm. MÉRGEZŐ ANYAGOK), amelyet Németország használt az első világháborúban. Ha klórral dolgozik, védőruházatot, gázmaszkot és kesztyűt kell használnia. Rövid ideig megvédheti a légzőszerveket a klór bejutásától nátrium-szulfit Na 2 SO 3 vagy nátrium-tioszulfát Na 2 S 2 O 3 oldattal megnedvesített szövet kötéssel. A megengedett legnagyobb klórkoncentráció a munkahelyek levegőjében 1 mg/m 3, a lakott területek levegőjében 0,03 mg/m 3.

MEGHATÁROZÁS

Ingyenes klór egy sárga-zöld gáz, amely kétatomos molekulákból áll.

Normál nyomáson (-34 o C-on) cseppfolyósodik, (-101 o C-on) megszilárdul. Egy térfogat víz körülbelül két térfogatnyi klórt old fel. A kapott sárgás oldatot gyakran „klórvíznek” nevezik.

A klórnak szúrós szaga van. Belélegzése a légutak gyulladását okozza. Akut klórmérgezés esetén elsősegélynyújtásként alkohol és éter keverékéből származó gőzök belélegzését használják.

A klór kritikus hőmérséklete 144 o C, kritikus nyomása 76 atm. A forrásponton a folyékony klór sűrűsége 1,6 g/cm3, párolgáshője 4,9 kcal/mol. A szilárd klór sűrűsége 2,0 g/cm 3, olvadáshője pedig 165 kcal/mol. Kristályait egyedi Cl 2 molekulák alkotják (a köztük lévő legrövidebb távolság 3,34 A).

A Cl-Cl kötés magtávolsága 1,98 A, erőállandója 3,2. A molekuláris klór termikus disszociációja az egyenlet szerint

Cl 2 + 58 kcal = 2Cl

1000 o C körül válik észrevehetővé.

A klór elterjedtsége a természetben

A természetben való elterjedtségét tekintve a klór közel áll a fluorhoz – a földkéregben található atomok teljes számának 0,02%-át teszi ki. Az emberi szervezet 0,25 (tömeg)% klórt tartalmaz.

A klór földfelszínen való jelenlétének elsődleges formája annak szélsőséges szétszóródásának felel meg. A víz munkájának eredményeként, amely sok millió éven keresztül elpusztította a kőzeteket, és kimosott belőlük minden oldható komponenst, klórvegyületek halmozódtak fel a tengerekben. Ez utóbbi kiszáradása a földgömb számos helyén erőteljes NaCl-lerakódások kialakulásához vezetett, amely az összes klórvegyület előállításának kiindulási anyaga.

A klór kémiai tulajdonságainak és sűrűségének rövid leírása

A klór kémiai aktivitásának lényege abban nyilvánul meg, hogy atomja képes elektronokat kötni és negatív töltésű ionná alakulni.

A klór kémiai aktivitása nagyon magas - szinte minden fémmel (néha csak nyomokban víz jelenlétében vagy hevítéskor) és a C, N és O kivételével az összes metalloid elemmel kombinálódik. Fontos megjegyezni, hogy a teljes nedvesség hiánya, a klór nincs hatással a vasra. Ez lehetővé teszi acélhengerekben történő tárolását.

A klór kölcsönhatása hidrogénnel a reakció szerint

H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

Rendkívül lassan halad, de a gázelegy felmelegítése vagy erős megvilágítása (közvetlen napfény, égő magnézium stb.) robbanással jár.

A klór reakcióba lépő összetett anyagok közé tartozik a víz, a lúgok és a fém-halogenidek.

Példák problémamegoldásra

1. PÉLDA

2. PÉLDA

A klórt először 1772-ben Scheele szerezte, aki a piroluzit és sósav kölcsönhatása során felszabaduló piroluzitról írt értekezésében leírta: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele felfigyelt a klór szagára, amely hasonló az aqua regiához, az arannyal és a cinóberrel való reakcióképességét, valamint fehérítő tulajdonságait. Scheele azonban a kémiában akkoriban domináns flogiszton-elméletnek megfelelően azt javasolta, hogy a klór deflogisztizált sósav, vagyis a sósav oxidja.
Berthollet és Lavoisier azt javasolta, hogy a klór a muria elem oxidja, de az izolálási kísérletek sikertelenek maradtak Davy munkásságáig, akinek sikerült az asztali sót nátriumra és klórra bontani elektrolízissel.
Az elem neve görög eredetű clwroz- "zöld".

A természetben lenni, megkapni:

A természetes klór két izotóp, 35 Cl és 37 Cl keveréke. A földkéregben a klór a leggyakoribb halogén. Mivel a klór nagyon aktív, a természetben csak vegyület formájában található meg az ásványokban: halit NaCl, szilvit KCl, szilvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO ·3H 2 O. A legnagyobb klórtartalékot a tengerek és óceánok vizeinek sói tartalmazzák.
Ipari méretekben a klórt nátrium-hidroxiddal és hidrogénnel együtt asztali sóoldat elektrolízisével állítják elő:
2NaCl + 2H 2O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
A szerves vegyületek ipari klórozásának melléktermékeként keletkező hidrogén-kloridból a klór kinyerésére a Deacon-eljárást alkalmazzák (a hidrogén-klorid katalitikus oxidációja légköri oxigénnel):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
A laboratóriumokban általában alkalmazott eljárások a hidrogén-klorid erős oxidálószerekkel (például mangán(IV)-oxiddal, kálium-permanganáttal, kálium-dikromáttal) történő oxidáción alapulnak:
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K 2Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Fizikai tulajdonságok:

Normál körülmények között a klór sárgászöld gáz, fullasztó szaggal. A klór észrevehetően oldódik vízben ("klórvíz"). 20°C-on 2,3 térfogatrész klór oldódik fel egy térfogat vízben. Forráspont = -34°C; olvadáspont = -101 °C, sűrűség (gáz, n.s.) = 3,214 g/l.

Kémiai tulajdonságok:

A klór nagyon aktív - közvetlenül egyesül a periódusos rendszer szinte minden elemével, fémekkel és nemfémekkel (a szén, nitrogén, oxigén és inert gázok kivételével). A klór nagyon erős oxidálószer, amely hidrogénnel és fémekkel kiszorítja a kevésbé aktív nemfémeket (bróm, jód) a vegyületeikből:
Cl2+2HBr=Br2+2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
Vízben vagy lúgokban oldva a klór dismutálódik, hipoklóros (hevítéskor pedig perklórsavat) és sósavakat, illetve ezek sóit képezve.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
A klór számos szerves vegyülettel kölcsönhatásba lép, szubsztitúciós vagy addíciós reakciókba lépve:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH2=CH2+Cl2=>Cl-CH2-CH2-Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
A klórnak hét oxidációs állapota van: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

A legfontosabb kapcsolatok:

Hidrogén-klorid HCl- színtelen gáz, amely a levegőben füstölög a vízgőzzel ködcseppek képződése miatt. Szúrós szagú és erősen irritálja a légutakat. Vulkáni gázokban és vizekben, gyomornedvben található. A kémiai tulajdonságok attól függenek, hogy milyen állapotban található (lehet gáz-, folyékony vagy oldatos halmazállapotú). A HCl oldatot ún sósav. Erős sav, és a gyengébb savakat kiszorítja sóikból. sók - kloridok- magas olvadáspontú szilárd kristályos anyagok.
Kovalens kloridok- klórvegyületek nemfémekkel, gázokkal, folyadékokkal vagy olvadó szilárd anyagokkal, amelyek jellegzetes savas tulajdonságokkal rendelkeznek, és általában vízzel könnyen hidrolizálódnak sósavvá:
PCl 5 + 4H 2O = H 3PO 4 + 5HCl;
Klór(I)-oxid Cl 2 O., barnássárga színű, szúrós szagú gáz. Befolyásolja a légzőszerveket. Könnyen oldódik vízben, hipoklórsavat képezve.
Hipoklórsav HClO. Csak megoldásokban létezik. Ez egy gyenge és instabil sav. Könnyen bomlik sósavra és oxigénre. Erős oxidálószer. Akkor keletkezik, amikor a klór feloldódik a vízben. sók - hipokloritok, alacsony stabilitású (NaClO*H 2 O 70 °C-on robbanásszerűen lebomlik), erős oxidálószerek. Széles körben használják fehérítésre és fertőtlenítésre fehérítő por, vegyes só Ca(Cl)OCl
Klórsav HClO 2, szabad formájában instabil, híg vizes oldatban is gyorsan lebomlik. Közepes erősségű savak, sók - kloritokáltalában színtelenek és vízben jól oldódnak. A hipokloritokkal ellentétben a kloritok csak savas környezetben mutatnak kifejezett oxidáló tulajdonságokat. A legnagyobb felhasználás (szövetek és papírpép fehérítésére) a nátrium-klorit NaClO 2.
Klór(IV)-oxid ClO 2, kellemetlen (szúrós) szagú, zöldessárga gáz, ...
Klórsav, HClO 3 - szabad formájában instabil: ClO 2-re és HClO 4-re aránytalanul. sók - klorátok; Ezek közül a legfontosabbak a nátrium-, kálium-, kalcium- és magnézium-klorátok. Ezek erős oxidálószerek, és redukálószerekkel keverve robbanásveszélyesek. Kálium klorát ( Berthollet só) - KClO 3, a laboratóriumban oxigén előállítására használták, de nagy veszélye miatt már nem használták. A kálium-klorát oldatait gyenge fertőtlenítőként és külső gyógyászati ​​gargalizálásként használták.
Perklórsav HClO 4, vizes oldatokban a perklórsav a legstabilabb az összes oxigéntartalmú klórsav közül. A vízmentes perklórsav, amelyet tömény kénsavból állítanak elő 72%-os HClO 4-ből, nem túl stabil. Ez a legerősebb monoprotikus sav (vizes oldatban). sók - perklorátok oxidálószerként (szilárd hajtóanyagú rakétamotorok) használják.

Alkalmazás:

A klórt számos iparágban, tudományban és háztartási igényekben használják:
- Polivinil-klorid, műanyag keverékek, szintetikus gumi gyártásában;
- Szövet és papír fehérítésére;
- Szerves klórtartalmú rovarölő szerek előállítása - olyan anyagok, amelyek elpusztítják a terményre káros rovarokat, de biztonságosak a növények számára;
- Vízfertőtlenítéshez - „klórozás”;
- Az élelmiszeriparban élelmiszer-adalékanyagként bejegyzett E925;
- Sósav, fehérítő, berthollet só, fémkloridok, mérgek, gyógyszerek, műtrágyák vegyi előállítása során;
- A kohászatban tiszta fémek előállítására: titán, ón, tantál, nióbium.

Biológiai szerep és toxicitás:

A klór az egyik legfontosabb biogén elem, és minden élő szervezet része. Állatokban és emberekben a klórionok részt vesznek az ozmotikus egyensúly fenntartásában, a kloridion optimális sugara a sejtmembránon való áthatoláshoz. A klórionok létfontosságúak a növények számára, részt vesznek a növények energia-anyagcseréjében, aktiválják az oxidatív foszforilációt.
A klór egyszerű anyag formájában mérgező, ha a tüdőbe kerül, a tüdőszövet égési sérüléseit és fulladást okoz. A levegőben körülbelül 0,006 mg/l koncentrációban (azaz a klórszag érzékelési küszöbének kétszerese) irritáló hatással van a légutakra. A klór volt az egyik első vegyi anyag, amelyet Németország használt az első világháborúban.

Korotkova Y., Shvetsova I.
HF Tyumen Állami Egyetem, 571 csoport.

Források: Wikipédia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl stb.,
Az Orosz Kémiai Műszaki Egyetem honlapja. D. I. Mengyelejev: