Udhëzimet

Për të përballuar problemin, është e nevojshme të përdoren formula për dendësinë relative:

Së pari, gjeni peshën molekulare relative të amoniakut, e cila mund të llogaritet nga tabela D.I. Mendelejevi.

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

Zëvendësoni të dhënat e marra në formulën për të përcaktuar dendësinë relative në ajër:
D (ajër) = Mr (amoniak) / Mr (ajër);
D (ajër) = Mr (amoniak) / 29;
D (ajër) = 17/29 = 0,59.

Shembulli nr. 2. Llogaritni dendësinë relative të amoniakut ndaj hidrogjenit.

Zëvendësoni të dhënat në formulën për të përcaktuar densitetin relativ të hidrogjenit:
D (hidrogjen) = Mr (amoniak) / Mr (hidrogjen);
D (hidrogjen) = Mr (amoniak)/ 2;
D (hidrogjen) = 17/ 2 = 8,5.

Hidrogjeni (nga latinishtja "Hydrogenium" - "ujë gjenerues") është elementi i parë i tabelës periodike. I shpërndarë gjerësisht, ai ekziston në formën e tre izotopeve - protium, deuterium dhe tritium. Hidrogjeni është një gaz i lehtë, pa ngjyrë (14.5 herë më i lehtë se ajri). Kur përzihet me ajrin dhe oksigjenin, është shumë shpërthyes. Përdoret në industrinë kimike dhe ushqimore, si dhe si lëndë djegëse raketash. Hulumtimi është duke u zhvilluar për mundësinë e përdorimit hidrogjeni si lëndë djegëse për motorët e automobilave. Dendësia hidrogjeni(si çdo gaz tjetër) mund të përcaktohet në mënyra të ndryshme.

Udhëzimet

Së pari, bazuar në përkufizimin universal të densitetit - sasia e substancës për njësi vëllimi. Nëse është në një enë të mbyllur, dendësia e gazit përcaktohet thjesht nga formula (M1 – M2)/V, ku M1 është masa totale e enës me gaz, M2 është masa e enës së zbrazët dhe V është vëllimi i brendshëm i enës.

Nëse keni nevojë të përcaktoni densitetin hidrogjeni, duke pasur të dhëna të tilla fillestare si , këtu vjen në ndihmë ekuacioni universal i gjendjes së një gazi ideal, ose ekuacioni Mendeleev-Klapeyron: PV = (mRT)/M.
P - presioni i gazit
V - vëllimi i tij
R - konstante universale e gazit
T - temperatura e gazit në Kelvin
M – masa molare e gazit
m është masa aktuale e gazit.

Një gaz ideal konsiderohet të jetë një gaz matematik në të cilin energjia potenciale e molekulave në krahasim me energjinë e tyre kinetike mund të neglizhohet. Në modelin ideal të gazit, nuk ka forca tërheqëse ose zmbrapsëse midis molekulave, dhe përplasjet e grimcave me grimcat e tjera ose muret e një ene janë absolutisht elastike.

Sigurisht, as hidrogjeni dhe as ndonjë gaz tjetër nuk është ideal, por ky model lejon llogaritjet me saktësi mjaft të lartë në temperatura afër presionit atmosferik dhe temperaturës së dhomës. Për shembull, jepet detyra: gjeni densitetin hidrogjeni në një presion prej 6 dhe një temperaturë prej 20 gradë Celsius.

Së pari, konvertoni të gjitha vlerat origjinale në sistemin SI (6 atmosfera = 607950 Pa, 20 gradë C = 293 gradë K). Pastaj shkruani ekuacionin Mendeleev-Klapeyron PV = (mRT)/M. Konvertojeni atë si: P = (mRT)/MV. Meqenëse m/V është dendësia (raporti i masës së një lënde me vëllimin e saj), ju merrni: densitet hidrogjeni= PM/RT, dhe kemi të gjitha të dhënat e nevojshme për zgjidhjen. Ju e dini vlerën e presionit (607950), temperaturën (293), konstanten universale të gazit (8.31), masën molare hidrogjeni (0,002).

Duke zëvendësuar këto të dhëna në formulë, ju merrni: densitet hidrogjeni në kushte të caktuara presioni dhe temperatura është 0,499 kg/metër kub, ose afërsisht 0,5.

Burimet:

• Si të gjeni densitetin e hidrogjenit

Dendësia- kjo është një nga karakteristikat e një lënde, e njëjtë me masën, vëllimin, temperaturën, sipërfaqen. Është e barabartë me raportin e masës ndaj vëllimit. Detyra kryesore është të mësoni se si të llogarisni këtë vlerë dhe të dini se nga varet.

Udhëzimet

Dendësiaështë raporti numerik i masës ndaj vëllimit të një lënde. Nëse dëshironi të përcaktoni dendësinë e një lënde dhe e dini masën dhe vëllimin e saj, gjetja e densitetit nuk do të jetë e vështirë për ju. Mënyra më e thjeshtë për të gjetur dendësinë në këtë rast është p = m/V. Është në kg/m^3 në sistemin SI. Sidoqoftë, këto dy vlera nuk jepen gjithmonë, kështu që duhet të dini disa mënyra se si mund të llogaritet densiteti.

Dendësia ka kuptime të ndryshme në varësi të llojit të substancës. Përveç kësaj, dendësia ndryshon me kripësinë dhe temperaturën. Me uljen e temperaturës rritet dendësia dhe me uljen e shkallës së kripës zvogëlohet edhe dendësia. Për shembull, dendësia e Detit të Kuq konsiderohet ende e lartë, por në Detin Baltik është tashmë më e ulët. A e keni vënë re të gjithë se nëse i shtoni ujë, ai noton lart. E gjithë kjo ndodh për faktin se ka një densitet më të ulët se uji. Metalet dhe substancat prej guri, përkundrazi, fundosen, pasi dendësia e tyre është më e lartë. Në bazë të dendësisë së trupave, u përcaktua noti i tyre.

Falë teorisë së trupave lundrues, sipas së cilës mund të gjendet dendësia e një trupi, uji, vëllimi i të gjithë trupit dhe vëllimi i pjesës së tij të zhytur. Kjo formulë duket si: Vimmer. pjesë / V trup = p trup / p lëngu Nga kjo rrjedh se dendësia e trupit mund të gjendet si më poshtë: p trup = V zhytës. pjesët * p lëngu / V trupi Ky kusht plotësohet bazuar në të dhënat tabelare dhe vëllimet e specifikuara V të zhytura. pjesët dhe V të trupit.

Video mbi temën

Këshilla 4: Si të llogarisni masën molekulare relative të një substance

Pesha molekulare relative është një sasi pa dimension që tregon se sa herë masa e një molekule është më e madhe se 1/12 e masës së një atomi karboni. Prandaj, masa e një atomi karboni është 12 njësi. Masa molekulare relative e një përbërjeje kimike mund të përcaktohet duke mbledhur masat e atomeve që përbëjnë molekulën e substancës.

Do t'ju duhet

• - stilolaps;
• - letër për shënime;
• - kalkulator;
• - Tabela e Mendelejevit.

Udhëzimet

Gjeni në tabelën periodike qelizat e elementeve që përbëjnë këtë molekulë. Vlerat e masës atomike relative (Ar) për secilën substancë tregohen në këndin e poshtëm të majtë të qelizës. Rishkruajini duke rrumbullakosur në numrin e plotë më të afërt: Ar(H) – 1; Ar(P) – 31; Ar(O) – 16.

Përcaktoni masën molekulare relative të përbërjes (Mr). Për ta bërë këtë, shumëzojeni masën atomike të secilit element me numrin e atomeve në . Pastaj shtoni vlerat që rezultojnë. Për acidin ortofosforik: Mr(h3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

Masa molekulare relative është numerikisht e njëjtë me masën molare të substancës. Disa detyra përdorin këtë lidhje. Shembull: një gaz në një temperaturë prej 200 K dhe një presion prej 0,2 MPa ka një densitet prej 5,3 kg/m3. Përcaktoni masën e saj molekulare relative.

Përdorni ekuacionin Mendeleev-Cliperon për një gaz ideal: PV = mRT/M, ku V është vëllimi i gazit, m3; m – masa e një vëllimi të caktuar gazi, kg; M – masa molare e gazit, kg/mol; R - konstante universale e gazit. R=8,314472 m2kg s-2 K-1 Mol-1; T – gaz, K; P - presion absolut, Pa. Shprehni masën molare nga kjo marrëdhënie: M = mRT/(PV).

Siç dihet, dendësitë: p = m/V, kg/m3. Zëvendësojeni atë në shprehjen: M = pRT/P. Përcaktoni masën molare të gazit: M = 5,3*8,31*200/(2*10^5) = 0,044 kg/mol. Pesha molekulare relative e gazit: Mr = 44. Mund të supozoni se është dioksid karboni: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Burimet:

• llogarit peshën molekulare relative

Në laboratorët kimikë dhe gjatë kryerjes së eksperimenteve kimike në shtëpi, shpesh është e nevojshme të përcaktohet dendësia relative e një substance të veçantë. Dendësia relative është raporti i densitetit të një substance të caktuar me densitetin e një tjetri në kushte të caktuara ose me densitetin e një substance referuese, e cila është uji i distiluar. Dendësia relative shprehet si një numër abstrakt.

Do t'ju duhet

• - tabela dhe libra referimi;
• - hidrometër, piknometër ose peshore speciale.

Udhëzimet

Dendësia relative e substancave në raport me densitetin e ujit të distiluar përcaktohet me formulën: d=p/p0, ku d është dendësia relative e dëshiruar, p është dendësia e substancës në studim, p0 është dendësia e referencës. substancë. Parametri i fundit është tabelor dhe i përcaktuar mjaft saktë: në 20°C uji ka një dendësi prej 998.203 kg/kub.m, dhe dendësinë maksimale e arrin në 4°C - 999.973 kg/kub.m. Para se të bëni llogaritjet, mos harroni se p dhe p0 duhet të shprehen në të njëjtat njësi.

Për më tepër, dendësia relative e një substance mund të gjendet në librat e referencës fizike dhe kimike. Vlera numerike e dendësisë relative është gjithmonë e barabartë me peshën specifike relative të së njëjtës substancë në të njëjtat kushte. Përfundim: Përdorni tabelat e gravitetit specifik relativ në të njëjtën mënyrë si do të përdorni tabelat e densitetit relative.

Gjatë përcaktimit të dendësisë relative, gjithmonë merrni parasysh temperaturën e substancave të provës dhe referencës. Fakti është se dendësia e substancave zvogëlohet dhe rritet me ftohjen. Nëse temperatura e substancës së provës ndryshon nga standardi, bëni një korrigjim. Llogariteni si ndryshim mesatar në dendësinë relative për 1°C. Kërkoni të dhënat e nevojshme duke përdorur nomogramet e korrigjimit të temperaturës.

Për të llogaritur shpejt dendësinë relative të lëngjeve në praktikë, përdorni një hidrometër. Për të matur substancat relative dhe të thata, përdorni piknometra dhe peshore speciale. Një hidrometër klasik është një tub qelqi që zgjerohet në fund. Në fundin e poshtëm të tubit ka një rezervuar ose një substancë të veçantë. Në krye të tubit ka ndarje që tregojnë vlerën numerike të densitetit relativ të substancës në studim. Shumë hidrometra janë të pajisur gjithashtu me termometra për matjen e temperaturës së substancës në studim.

Ligji i Avogadros

Distanca e molekulave të një lënde të gaztë nga njëra-tjetra varet nga kushtet e jashtme: presioni dhe temperatura. Në të njëjtat kushte të jashtme, hapësirat ndërmjet molekulave të gazeve të ndryshme janë të njëjta. Ligji i Avogadro, i zbuluar në 1811, thotë se vëllime të barabarta të gazrave të ndryshëm në të njëjtat kushte të jashtme (temperaturë dhe presion) përmbajnë të njëjtin numër molekulash. Ato. nëse V1=V2, T1=T2 dhe P1=P2, atëherë N1=N2, ku V është vëllim, T është temperatura, P është presion, N është numri i molekulave të gazit (indeksi “1” për një gaz, “2” për tjetër).

Përfundimi i parë i ligjit të Avogadro-s, vëllimi molar

Përfundimi i parë i ligjit të Avogadro-s thotë se i njëjti numër molekulash të çdo gazi në të njëjtat kushte zë të njëjtin vëllim: V1=V2 me N1=N2, T1=T2 dhe P1=P2. Vëllimi i një moli të çdo gazi (vëllimi molar) është një vlerë konstante. Le të kujtojmë se 1 mol përmban numrin e grimcave të Avogadro - 6.02x10^23 molekula.

Kështu, vëllimi molar i një gazi varet vetëm nga presioni dhe temperatura. Gazrat zakonisht konsiderohen në presion normal dhe temperaturë normale: 273 K (0 gradë Celsius) dhe 1 atm (760 mm Hg, 101325 Pa). Në kushte të tilla normale, të përcaktuara "n.s.", vëllimi molar i çdo gazi është 22.4 l/mol. Duke ditur këtë vlerë, ju mund të llogarisni vëllimin e çdo mase të caktuar dhe çdo sasie të caktuar gazi.

Pasoja e dytë e ligjit të Avogadro-s, dendësia relative e gazeve

Për të llogaritur dendësinë relative të gazeve, përdoret përfundimi i dytë i ligjit të Avogadro-s. Sipas përkufizimit, dendësia e një lënde është raporti i masës së saj me vëllimin e saj: ρ=m/V. Për 1 mol të një substance, masa është e barabartë me masën molare M dhe vëllimi është e barabartë me vëllimin molar V(M). Prandaj, dendësia e gazit është ρ=M(gaz)/V(M).

Le të jenë dy gaze – X dhe Y. Dendësia dhe masat molare të tyre – ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), të lidhura me njëri-tjetrin nga relacionet: ρ(X)=M (X)/ V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). Dendësia relative e gazit X ndaj gazit Y, e shënuar si Dy(X), është raporti i densitetit të këtyre gazeve ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Vëllimet molare zvogëlohen, dhe nga kjo mund të konkludojmë se dendësia relative e gazit X me gazin Y është e barabartë me raportin e masave të tyre molare ose relative molekulare (ato janë numerikisht të barabarta).

Dendësia e gazit shpesh përcaktohet në lidhje me hidrogjenin, më i lehtë nga të gjithë gazrat, masa molare e të cilit është 2 g/mol. Ato. nëse problemi thotë se një gaz i panjohur X ka një densitet hidrogjeni, të themi, 15 (dendësia relative është një vlerë pa dimension!), atëherë gjetja e masës molare të tij nuk do të jetë e vështirë: M(X)=15xM(H2)=15x2= 30 g/ mol. Shpesh tregohet edhe dendësia relative e gazit në raport me ajrin. Këtu duhet të dini se pesha mesatare molekulare relative e ajrit është 29, dhe ju duhet të shumëzoni jo me 2, por me 29.

Klorin

KLORI-A; m.[nga greqishtja chlōros - jeshile e zbehtë] Element kimik (Cl), gaz asfiksues me ngjyrë të gjelbër në të verdhë me erë të fortë (përdoret si helmues dhe dezinfektues). Komponimet e klorit. Helmimi me klor.

◁ Klori (shih).

(lat. Chlorum), një element kimik i grupit VII të tabelës periodike, i përket halogjenëve. Emri vjen nga greqishtja chlōros - e verdhë-jeshile. Klori i lirë përbëhet nga molekula diatomike (Cl 2); gaz i verdhë-jeshile me erë të fortë; dendësia 3.214 g/l; t pl -101°C; t kip -33,97°C; në temperatura të zakonshme ai lëngëzohet lehtësisht nën një presion prej 0,6 MPa. Kimikisht shumë aktiv (agjent oksidues). Mineralet kryesore janë haliti (kripa shkëmbore), sylviti, bischofiti; uji i detit përmban klorur të natriumit, kaliumit, magnezit dhe elementëve të tjerë. Ato përdoren në prodhimin e përbërjeve organike që përmbajnë klor (60-75%), substancave inorganike (10-20%), për zbardhjen e celulozës dhe pëlhurave (5-15%), për nevoja sanitare dhe dezinfektim (klorinim) të ujit. . Toksike.

KLORI (lat. Klor), Cl (lexo “klor”), element kimik me numër atomik 17, masë atomike 35,453. Në formën e tij të lirë është një gaz i rëndë i verdhë-jeshile me një erë të mprehtë mbytëse (prandaj emri: greqisht chloros - verdhë-jeshile).
Klori natyror është një përzierje e dy nuklideve (cm. NUKLIDI) me numra masiv 35 (në një përzierje prej 75,77% në masë) dhe 37 (24,23%). Konfigurimi i shtresës së jashtme elektronike 3 s 2 fq 5 . Në përbërjet shfaq kryesisht gjendje oksidimi –1, +1, +3, +5 dhe +7 (valenca I, III, V dhe VII). E vendosur në periudhën e tretë në grupin VIIA të tabelës periodike të elementeve të Mendelejevit, i përket halogjenëve (cm. HALOGJENET) .
Rrezja e atomit neutral të klorit është 0,099 nm, rrezet jonike janë, përkatësisht (vlerat e numrit të koordinimit tregohen në kllapa): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) dhe Clr 7+ 0,022 nm (3) dhe 0,041 nm (6). Energjitë sekuenciale të jonizimit të atomit neutral të klorit janë, përkatësisht, 12.97, 23.80, 35.9, 53.5, 67.8, 96.7 dhe 114.3 eV. Afiniteti i elektroneve 3,614 eV. Sipas shkallës Pauling, elektronegativiteti i klorit është 3.16.
Historia e zbulimit
Përbërja kimike më e rëndësishme e klorit - kripa e tryezës (formula kimike NaCl, emri kimik klorur natriumi) - ka qenë i njohur për njeriun që nga kohërat e lashta. Ka dëshmi se nxjerrja e kripës së tryezës është kryer qysh në 3-4 mijë vjet para Krishtit në Libi. Është e mundur që, duke përdorur kripën e tryezës për manipulime të ndryshme, alkimistët të kenë hasur edhe gaz klor. Për të shpërndarë "mbretin e metaleve" - ​​arin - ata përdorën "regia vodka" - një përzierje e acideve klorhidrik dhe nitrik, ndërveprimi i të cilave lëshon klor.
Për herë të parë, gazi i klorit u përftua dhe u përshkrua në detaje nga kimisti suedez K. Scheele. (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) në 1774. Ai e ngrohi acidin klorhidrik me mineralin piroluzit (cm. PIROLUZIT) MnO 2 dhe vëzhgoi lëshimin e një gazi të verdhë-jeshile me një erë të fortë. Meqenëse në ato ditë dominonte teoria e phlogiston-it (cm. PHLOGISTON) , Scheele e konsideroi gazin e ri si "acid klorhidrik i deflogistonizuar", d.m.th., si një oksid (oksid) i acidit klorhidrik. A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) e konsideronte gazin si oksid të elementit "muria" (acidi klorhidrik quhej acid murik, nga latinishtja muria - shëllirë). Të njëjtin këndvështrim ndau për herë të parë edhe shkencëtari anglez G. Davy (cm. DAVY Humphrey) , i cili kaloi shumë kohë duke zbërthyer "oksidin e muriumit" në substanca të thjeshta. Ai dështoi dhe në 1811 Davy arriti në përfundimin se ky gaz është një substancë e thjeshtë dhe një element kimik korrespondon me të. Davy ishte i pari që sugjeroi ta quante klor në përputhje me ngjyrën e verdhë-jeshile të gazit. Emri "klor" iu dha elementit në 1812 nga kimisti francez J. L. Gay-Lussac. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) ; është pranuar në të gjitha vendet, përveç Britanisë së Madhe dhe SHBA-së, ku është ruajtur emri i futur nga Davy. U sugjerua që ky element të quhej "halogjen" (d.m.th., kripë-prodhues), por me kalimin e kohës u bë emri i përgjithshëm për të gjithë elementët e grupit VIIA.
Të qenit në natyrë
Përmbajtja e klorit në koren e tokës është 0,013% ndaj peshës, ai është i pranishëm në përqendrime të dukshme në formën e jonit Cl-në ujin e detit (mesatarisht rreth 18,8 g/l). Kimikisht, klori është shumë aktiv dhe për këtë arsye nuk gjendet në formë të lirë në natyrë. Është pjesë e mineraleve të tilla që formojnë depozita të mëdha, të tilla si kripa e tryezës, ose shkëmbi (halit (cm. HALITE) ) NaCl, karnalit (cm. KARNALITI) KCl MgCl 2 6H 21 O, sylvine (cm. SILVIN) KCl, silvinit (Na, K)Cl, kainit (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2 O, biskofit (cm. BISCHOFIT) MgCl 2 · 6H 2 O dhe shumë të tjerë. Klori mund të gjendet në një shumëllojshmëri shkëmbinjsh dhe dheu.
Faturë
Për të marrë gaz klori, përdoret elektroliza e një tretësire të fortë ujore të NaCl (ndonjëherë përdoret KCl). Elektroliza kryhet duke përdorur një membranë shkëmbimi kationesh që ndan hapësirat e katodës dhe anodës. Për më tepër, për shkak të procesit
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
tre produkte kimike të vlefshme fitohen njëherësh: klori në anodë, hidrogjeni në katodë (cm. HIDROGJENI) , dhe alkali grumbullohet në elektrolizer (1.13 ton NaOH për çdo ton klor të prodhuar). Prodhimi i klorit me elektrolizë kërkon sasi të mëdha të energjisë elektrike: nga 2,3 në 3,7 MW konsumohet për të prodhuar 1 ton klor.
Për të marrë klorin në laborator, ata përdorin reaksionin e acidit klorhidrik të përqendruar me ndonjë agjent të fortë oksidues (permanganat kaliumi KMnO 4, dikromat kaliumi K 2 Cr 2 O 7, klorat kaliumi KClO 3, zbardhues CaClOCl, oksid mangani (Mangani) ). Është më i përshtatshëm për të përdorur permanganat kaliumi për këto qëllime: në këtë rast, reagimi vazhdon pa ngrohje:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
Nëse është e nevojshme, klori në formë të lëngshme (nën presion) transportohet në cisterna hekurudhore ose në cilindra çeliku. Cilindrat e klorit kanë një shenjë të veçantë, por edhe pa të, një cilindër klori mund të dallohet lehtësisht nga cilindrat me gazra të tjerë jo toksikë. Fundi i cilindrave të klorit ka formën e një hemisfere dhe një cilindër me klor të lëngshëm nuk mund të vendoset vertikalisht pa mbështetje.
Vetite fizike dhe kimike
Në kushte normale, klori është një gaz i verdhë-jeshile, dendësia e gazit në 25°C është 3.214 g/dm 3 (rreth 2.5 herë dendësia e ajrit). Pika e shkrirjes së klorit të ngurtë është –100,98°C, pika e vlimit është –33,97°C. Potenciali standard i elektrodës Cl 2 / Cl - në një tretësirë ​​ujore është +1,3583 V.
Në gjendje të lirë, ekziston në formën e molekulave diatomike Cl 2. Distanca ndërbërthamore në këtë molekulë është 0,1987 nm. Afiniteti elektronik i molekulës Cl 2 është 2,45 eV, potenciali i jonizimit është 11,48 eV. Energjia e shpërbërjes së molekulave Cl 2 në atome është relativisht e ulët dhe arrin në 239.23 kJ/mol.
Klori është pak i tretshëm në ujë. Në një temperaturë prej 0°C, tretshmëria është 1.44 wt.%, në 20°C - 0.711°C wt.%, në 60°C - 0.323 wt. %. Një tretësirë ​​e klorit në ujë quhet ujë me klor. Në ujin me klor vendoset një ekuilibër:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Për të zhvendosur këtë ekuilibër në të majtë, d.m.th., për të zvogëluar tretshmërinë e klorit në ujë, ose klorur natriumi NaCl ose ndonjë acid i fortë jo i paqëndrueshëm (për shembull, sulfurik) duhet të shtohet në ujë.
Klori është shumë i tretshëm në shumë lëngje jo polare. Vetë klori i lëngshëm shërben si tretës për substanca të tilla si BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
Për shkak të energjisë së ulët të disociimit të molekulave Cl 2 në atome dhe afinitetit të lartë elektronik të atomit të klorit, kimikisht klori është shumë aktiv. Ai reagon drejtpërdrejt me shumicën e metaleve (përfshirë, për shembull, arin) dhe shumë jometale. Pra, pa ngrohje, klori reagon me alkaline (cm. METALET ALKALI) dhe metalet alkaline të tokës (cm. METALET E TOKËS ALKALINE), me antimon:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Kur nxehet, klori reagon me aluminin:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
dhe hekuri:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Klori reagon me hidrogjenin H2 ose kur ndizet (klori digjet qetësisht në një atmosferë hidrogjeni), ose kur një përzierje e klorit dhe hidrogjenit rrezatohet me dritë ultravjollcë. Në këtë rast, gazi klorur hidrogjeni HCl shfaqet:
H 2 + Cl 2 = 2HCl.
Një tretësirë ​​e klorurit të hidrogjenit në ujë quhet acid klorhidrik (cm. ACIDI HIDROKLORIK) acid (klorhidrik). Përqendrimi maksimal në masë i acidit klorhidrik është rreth 38%. Kripërat e acidit klorhidrik - klorureve (cm. KLORIDE) , për shembull, klorur amoniumi NH 4 Cl, klorur kalciumi CaCl 2, klorur barium BaCl 2 dhe të tjerë. Shumë kloride janë shumë të tretshme në ujë. Kloruri i argjendit AgCl është praktikisht i patretshëm në ujë dhe në tretësirat ujore acidike. Një reagim cilësor ndaj pranisë së joneve të klorurit në një zgjidhje është formimi i një precipitati të bardhë AgCl me jone Ag +, praktikisht i pazgjidhshëm në një mjedis të acidit nitrik:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
Në temperaturën e dhomës, klori reagon me squfur (formohet i ashtuquajturi monoklorur i squfurit S 2 Cl 2) dhe fluor (përbërjet ClF dhe ClF 3 formohen). Kur nxehet, klori ndërvepron me fosforin (duke formuar, në varësi të kushteve të reaksionit, komponimet PCl 3 ose PCl 5), arsenikun, borin dhe jometalet e tjera. Klori nuk reagon drejtpërdrejt me oksigjenin, azotin, karbonin (përbërjet e shumta të klorit me këta elementë përftohen në mënyrë indirekte) dhe gazrat inerte (kohët e fundit shkencëtarët kanë gjetur mënyra për të aktivizuar reaksione të tilla dhe për t'i kryer ato "drejtpërsëdrejti"). Me halogjenët e tjerë, klori formon komponime interhalogjene, për shembull, agjentë oksidues shumë të fortë - fluoride ClF, ClF 3, ClF 5. Fuqia oksiduese e klorit është më e lartë se bromi, kështu që klori zhvendos jonin e bromit nga tretësirat e bromit, për shembull:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Klori i nënshtrohet reaksioneve të zëvendësimit me shumë komponime organike, për shembull, me metan CH4 dhe benzen C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl ose C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Një molekulë klori është e aftë të lidhet nëpërmjet lidhjeve të shumta (të dyfishta dhe të trefishta) me komponimet organike, për shembull, me etilenin C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
Klori ndërvepron me tretësirat ujore të alkaleve. Nëse reaksioni ndodh në temperaturën e dhomës, klorur (për shembull, klorur kaliumi KCl) dhe hipoklorit formohen. (cm. HIPOKLORITET) (për shembull, hipokloriti i kaliumit KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Kur klori ndërvepron me një tretësirë ​​alkali të nxehtë (temperaturë rreth 70-80°C), kloruri dhe klorati përkatës formohen. (cm. KLORATET) , Për shembull:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
Kur klori ndërvepron me një pluhur të lagësht të hidroksidit të kalciumit Ca(OH) 2, formohet zbardhues (cm. Pluhur zbardhues) (“zbardhues”) CaClOCl.
Gjendja e oksidimit të klorit +1 korrespondon me acidin hipoklorik të dobët dhe të paqëndrueshëm (cm. Acidi hipoklorik) HClO. Kripërat e tij janë hipoklorite, për shembull, NaClO - hipoklorit natriumi. Hipokloritet janë agjentë të fortë oksidues dhe përdoren gjerësisht si agjentë zbardhues dhe dezinfektues. Kur hipokloritët, në veçanti zbardhuesi, ndërveprojnë me dioksidin e karbonit CO 2, formohet, midis produkteve të tjera, acid hipoklorik të paqëndrueshëm. (cm. Acidi hipoklorik) , i cili mund të dekompozohet për të lëshuar oksid klori (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Është aroma e këtij gazi, Cl 2 O, që është era karakteristike e "zbardhuesit".
Gjendja e oksidimit të klorit +3 korrespondon me acidin me qëndrueshmëri të ulët të HClO 2 me forcë mesatare. Ky acid quhet acid klorik, kripërat e tij quhen klorite (cm. KLORITET (kripërat)) , për shembull, NaClO 2 - klorit natriumi.
Gjendja e oksidimit të klorit +4 korrespondon me vetëm një përbërje - dioksid klori ClO 2.
Gjendja e oksidimit të klorit +5 korrespondon me të fortë, të qëndrueshëm vetëm në solucione ujore në përqendrime nën 40%, acid perklorik (cm. Acidi hipoklorik) HClO 3. Kripërat e tij janë klorate, për shembull, klorati i kaliumit KClO 3.
Gjendja e oksidimit të klorit +6 korrespondon me vetëm një përbërje - trioksid klori ClO 3 (ekziston në formën e një dimeri Cl 2 O 6).
Gjendja e oksidimit të klorit +7 korrespondon me një acid perklorik shumë të fortë dhe mjaft të qëndrueshëm (cm. ACIDI PERKLORIK) HClO 4. Kripërat e tij janë perklorate (cm. PERKLORATET) , për shembull, perklorati i amonit NH 4 ClO 4 ose perklorati i kaliumit KClO 4. Duhet të theksohet se perkloratet e metaleve të rënda alkaline - kaliumi, dhe veçanërisht rubidiumi dhe ceziumi - janë pak të tretshëm në ujë. Oksidi që korrespondon me gjendjen e oksidimit të klorit është +7 - Cl 2 O 7.
Ndër përbërësit që përmbajnë klor në gjendje pozitive oksidimi, hipokloritët kanë vetitë më të forta oksiduese. Për perkloratet, vetitë oksiduese nuk janë karakteristike.
Aplikacion
Klori është një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike. Prodhimi i saj global arrin në dhjetëra miliona tonë në vit. Klori përdoret për të prodhuar dezinfektues dhe zbardhues (hipoklorit natriumi, zbardhues dhe të tjerë), acid klorhidrik, klorur të shumë metaleve dhe jometaleve, shumë plastikë (klorur polivinil (cm. KLORID POLYVINYL) dhe të tjerë), tretës që përmbajnë klor (dikloretani CH 2 ClCH 2 Cl, tetraklorur karboni CCl 4, etj.), për hapjen e xeheve, ndarjen dhe pastrimin e metaleve, etj. Klori përdoret për dezinfektimin e ujit (klorinim (cm. KLORINIMI) ) dhe për shumë qëllime të tjera.
Roli biologjik
Klori është një nga elementët biogjenikë më të rëndësishëm (cm. ELEMENTET BIOGJENIKE) dhe është pjesë e të gjithë organizmave të gjallë. Disa bimë, të ashtuquajturat halofite, jo vetëm që janë në gjendje të rriten në toka shumë të kripura, por gjithashtu grumbullojnë sasi të mëdha kloride. Janë të njohur mikroorganizmat (halobakteret etj.) dhe kafshët që jetojnë në kushte me kripësi të lartë. Klori është një nga elementët kryesorë të metabolizmit të kripës së ujit tek kafshët dhe njerëzit, duke përcaktuar proceset fizike dhe kimike në indet e trupit. Ai është i përfshirë në ruajtjen e ekuilibrit acid-bazë në inde, osmorregullimin (cm. OSMOREGULIMI) (klori është substanca kryesore aktive osmotike në gjak, limfë dhe lëngje të tjera të trupit), duke qenë kryesisht jashtë qelizave. Në bimë, klori merr pjesë në reaksionet oksiduese dhe fotosintezën.
Indet e muskujve të njeriut përmbajnë 0,20-0,52% klor, indi kockor - 0,09%; në gjak - 2,89 g/l. Trupi mesatar i një personi (pesha trupore 70 kg) përmban 95 g klor. Çdo ditë njeriu merr 3-6 g klor nga ushqimi, që më shumë se mbulon nevojën për këtë element.
Karakteristikat e punës me klor
Klori është një gaz helmues asfiksues nëse hyn në mushkëri, shkakton djegie të indeve të mushkërive dhe mbytje. Ka një efekt irritues në traktin respirator në një përqendrim në ajër prej rreth 0,006 mg/l. Klori ishte një nga helmet e para kimike (cm. SUBSTANCAT HELMORE) , e përdorur nga Gjermania në Luftën e Parë Botërore. Kur punoni me klor, duhet të përdorni veshje mbrojtëse, maskë gazi dhe doreza. Për një kohë të shkurtër, ju mund të mbroni organet e frymëmarrjes nga hyrja e klorit në to me një fashë lecke të lagur me një zgjidhje të sulfitit të natriumit Na 2 SO 3 ose tiosulfatit të natriumit Na 2 S 2 O 3. Përqendrimi maksimal i lejuar i klorit në ajrin e ambienteve të punës është 1 mg/m 3, në ajrin e zonave të banuara 0,03 mg/m 3.

Klorin(lat. Chlorum), Cl, element kimik i grupit VII të sistemit periodik të Mendelejevit, numri atomik 17, masa atomike 35,453; i përket familjes halogjene. Në kushte normale (0°C, 0.1 Mn/m2 ose 1 kgf/cm2) është një gaz i verdhë-jeshile me erë të mprehtë irrituese. Klori natyror përbëhet nga dy izotope të qëndrueshme: 35 Cl (75,77%) dhe 37 Cl (24,23%). Izotopet radioaktive me numra masiv 31-47 janë përftuar artificialisht, në veçanti: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 me gjysmë jetë (T ½) përkatësisht 0,31; 2.5; 1,56 sek; 3.1·10 5 vjet; 37.3, 55.5 dhe 1.4 min. 36 Cl dhe 38 Cl përdoren si gjurmues izotopikë.

Referencë historike. Klori u përftua për herë të parë në 1774 nga K. Scheele duke reaguar acid klorhidrik me piroluzit MnO 2 . Megjithatë, vetëm në 1810 G. Davy konstatoi se klori është një element dhe e quajti atë klor (nga greqishtja chloros - verdhë-jeshile). Në 1813, J. L. Gay-Lussac propozoi emrin Klor për këtë element.

Shpërndarja e klorit në natyrë. Klori gjendet në natyrë vetëm në formën e komponimeve. Përmbajtja mesatare e klorit në koren e tokës (clarke) është 1,7·10 -2% në masë, në shkëmbinjtë magmatikë acidikë - granitët dhe të tjerët - 2,4·10 -2, në shkëmbinjtë bazë dhe ultrabazikë 5·10 -3. Roli kryesor në historinë e klorit në koren e tokës luhet nga migrimi i ujit. Në formën e jonit Cl, gjendet në Oqeanin Botëror (1,93%), shëllira nëntokësore dhe liqene të kripura. Numri i mineraleve të veta (kryesisht klorureve natyrore) është 97, kryesori është haliti NaCl (kripa shkëmbore). Depozita të mëdha të klorureve të kaliumit dhe magnezit dhe klorureve të përziera janë të njohura gjithashtu: silviniti KCl, silviniti (Na,K)Cl, karnaliti KCl MgCl 2 6H 2 O, kainiti KCl MgSO 4 3H 2 O, biskofiti 26HCl. të Tokës, furnizimi me HCl që përmban gazrat vullkanikë në pjesët e sipërme të kores së tokës ishte i një rëndësie të madhe.

Vetitë fizike të klorit. Klori ka një pikë vlimi prej -34,05°C, një pikë shkrirjeje prej -101°C. Dendësia e gazit të klorit në kushte normale është 3.214 g/l; avull i ngopur në 0°C 12,21 g/l; Klor i lëngshëm në një pikë vlimi prej 1,557 g/cm3; Klor i ngurtë në - 102°C 1,9 g/cm 3 . Presioni i avullit të ngopur të Klorit në 0°C 0,369; në 25°C 0,772; në 100°C 3,814 Mn/m 2 ose, përkatësisht, 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Nxehtësia e shkrirjes 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); nxehtësia e avullimit 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Kapaciteti termik i gazit në presion konstant është 0,48 kJ/(kg K). Konstantet kritike të Klorit: temperatura 144°C, presioni 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), dendësia 573 g/l, vëllimi specifik 1,745·10 -3 l/g. Tretshmëria (në g/l) e klorit në një presion të pjesshëm prej 0,1 Mn/m2, ose 1 kgf/cm2, në ujë 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); në një tretësirë ​​prej 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Nën 9,6°C, hidratet e klorit me përbërje të ndryshueshme Cl 2 ·nH 2 O (ku n = 6-8) formohen në tretësirat ujore; Këto janë kristale kubike të verdhë që dekompozohen me rritjen e temperaturës në klor dhe ujë. Klori është shumë i tretshëm në TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 dhe disa tretës organikë (veçanërisht heksan C 6 H 14 dhe tetraklorur karboni CCl 4). Molekula e klorit është diatomike (Cl 2). Shkalla e disociimit termik të Cl 2 + 243 kJ = 2Cl në 1000 K është 2,07·10 -4%, në 2500 K 0,909%.

Vetitë kimike të klorit. Konfigurimi elektronik i jashtëm i atomit Cl 3s 2 Sp 5. Në përputhje me këtë, klori në përbërje shfaq gjendje oksidimi prej -1, +1, +3, +4, +5, +6 dhe +7. Rrezja kovalente e atomit është 0,99Å, rrezja jonike e Cl është 1,82Å, afiniteti elektronik i atomit të klorit është 3,65 eV, energjia e jonizimit është 12,97 eV.

Nga ana kimike, klori është shumë aktiv, kombinohet drejtpërdrejt me pothuajse të gjitha metalet (me disa vetëm në prani të lagështisë ose kur nxehet) dhe me jometalet (përveç karbonit, azotit, oksigjenit, gazeve inerte), duke formuar kloruret përkatëse, reagon me shumë komponime, zëvendëson hidrogjenin në hidrokarburet e ngopura dhe bashkon përbërjet e pangopura. Klori zhvendos bromin dhe jodin nga komponimet e tyre me hidrogjen dhe metale; Nga komponimet e klorit me këta elementë, ai zëvendësohet nga fluori. Metalet alkaline në prani të gjurmëve të lagështisë reagojnë me Klorin me ndezje; Çeliku, si dhe disa metale, janë rezistent në një atmosferë të klorit të thatë në temperatura të ulëta, kështu që ato përdoren për prodhimin e pajisjeve dhe objekteve të ruajtjes së klorit të thatë. Fosfori ndizet në një atmosferë klori, duke formuar PCl 3, dhe me klorim të mëtejshëm - PCl 5; squfuri me klor kur nxehet jep S 2 Cl 2, SCl 2 dhe S n Cl m të tjera. Arseniku, antimoni, bismuti, stronciumi, teluri ndërveprojnë fuqishëm me klorin. Një përzierje e klorit dhe hidrogjenit digjet me një flakë të pangjyrë ose të verdhë-jeshile me formimin e klorurit të hidrogjenit (ky është një reaksion zinxhir).

Temperatura maksimale e flakës hidrogjen-klor është 2200°C. Përzierjet e klorit me hidrogjen që përmbajnë nga 5,8 deri në 88,5% H 2 janë shpërthyese.

Me oksigjen, Klori formon okside: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, si dhe hipoklorite (kripërat e acidit hipoklor), klorite, klorate dhe perklorate. Të gjitha përbërjet e oksigjenit të klorit formojnë përzierje shpërthyese me substanca lehtësisht të oksiduara. Oksidet e klorit janë dobët të qëndrueshme dhe mund të shpërthejnë në mënyrë spontane gjatë ruajtjes së klorureve dhe perklorateve mund të shpërthejnë;

Klori në ujë hidrolizohet, duke formuar acide hipoklore dhe klorhidrike: Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. Kur tretjet ujore të alkaleve klorohen në të ftohtë, formohen hipoklorite dhe kloride: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O dhe kur nxehen formohen klorate. Klorifikimi i hidroksidit të thatë të kalciumit prodhon zbardhues.

Kur amoniaku reagon me klorin, formohet triklorur i azotit. Kur klorin komponimet organike, klori ose zëvendëson hidrogjenin ose shton lidhje të shumta, duke formuar përbërje të ndryshme organike që përmbajnë klor.

Klori formon komponime interhalogjene me halogjenë të tjerë. Fluoridet ClF, ClF 3, ClF 3 janë shumë reaktive; për shembull, në një atmosferë ClF 3, leshi i xhamit ndizet spontanisht. Komponimet e njohura të klorit me oksigjen dhe fluor janë Oksifluoridet e klorit: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 dhe perklorati i fluorit FClO 4.

Marrja e klorit. Klori filloi të prodhohej industrialisht në 1785 duke reaguar acid klorhidrik me oksid mangani (II) ose piroluzit. Në 1867, kimisti anglez G. Deacon zhvilloi një metodë për prodhimin e klorit duke oksiduar HCl me oksigjen atmosferik në prani të një katalizatori. Që nga fundi i shekullit të 19-të dhe fillimi i shekullit të 20-të, klori është prodhuar nga elektroliza e tretësirave ujore të klorureve të metaleve alkali. Këto metoda prodhojnë 90-95% të klorit në botë. Sasi të vogla të klorit përftohen nënprodukt në prodhimin e magnezit, kalciumit, natriumit dhe litiumit nga elektroliza e klorureve të shkrirë. Përdoren dy metoda kryesore të elektrolizës së tretësirave ujore të NaCl: 1) në elektrolizues me një katodë të ngurtë dhe një diafragmë filtri poroze; 2) në elektrolizues me një katodë merkur. Në të dyja metodat, gazi i klorit lëshohet në një anodë grafit ose oksid titani-rutenium. Sipas metodës së parë, hidrogjeni lirohet në katodë dhe formohet një tretësirë ​​e NaOH dhe NaCl, nga e cila ndahet soda kaustike komerciale me përpunim të mëvonshëm. Sipas metodës së dytë, amalgama e natriumit formohet në katodë kur zbërthehet me ujë të pastër në një aparat të veçantë, fitohet një zgjidhje NaOH, hidrogjen dhe merkur i pastër, i cili përsëri shkon në prodhim. Të dyja metodat japin 1,125 t NaOH për 1 ton klor.

Elektroliza me diafragmë kërkon më pak investime kapitale për të organizuar prodhimin e klorit dhe prodhon NaOH më të lirë. Metoda e katodës së merkurit prodhon NaOH shumë të pastër, por humbja e merkurit ndot mjedisin.

Përdorimi i klorit. Një nga degët e rëndësishme të industrisë kimike është industria e klorit. Sasitë kryesore të klorit përpunohen në vendin e prodhimit të tij në përbërje që përmbajnë klor. Klori ruhet dhe transportohet në formë të lëngshme në cilindra, fuçi, tanke hekurudhore ose në anije të pajisura posaçërisht. Vendet industriale karakterizohen nga konsumi i përafërt i mëposhtëm i klorit: për prodhimin e përbërjeve organike që përmbajnë klor - 60-75%; komponimet inorganike që përmbajnë Klor, -10-20%; për zbardhjen e pulpës dhe pëlhurave - 5-15%; për nevoja sanitare dhe klorinim të ujit - 2-6% e prodhimit të përgjithshëm.

Klori përdoret gjithashtu për klorimin e disa xeheroreve për nxjerrjen e titanit, niobit, zirkonit dhe të tjerëve.

Klorin në trup. Klori është një nga elementët biogjenikë, një përbërës konstant i indeve bimore dhe shtazore. Përmbajtja e klorit në bimë (shumë klor në halofite) varion nga të mijtët e përqindjes në përqindje të plotë, tek kafshët - të dhjetat dhe të qindtat e përqindjes. Kërkesa ditore e një të rrituri për klor (2-4 g) mbulohet nga produktet ushqimore. Klori zakonisht furnizohet me tepricë me ushqimin në formën e klorurit të natriumit dhe klorurit të kaliumit. Buka, mishi dhe produktet e qumështit janë veçanërisht të pasura me klor. Në trupin e kafshëve, klori është substanca kryesore aktive osmotike në plazmën e gjakut, limfën, lëngun cerebrospinal dhe disa inde. Luan një rol në metabolizmin e kripës së ujit, duke nxitur mbajtjen e ujit të indeve. Rregullimi i ekuilibrit acido-bazik në inde kryhet së bashku me proceset e tjera duke ndryshuar shpërndarjen e klorit midis gjakut dhe indeve të tjera. Klori është i përfshirë në metabolizmin e energjisë në bimë, duke aktivizuar si fosforilimin oksidativ ashtu edhe fotofosforilimin. Klori ka një efekt pozitiv në thithjen e oksigjenit nga rrënjët. Klori është i nevojshëm për prodhimin e oksigjenit gjatë fotosintezës nga kloroplastet e izoluara. Shumica e lëndëve ushqyese për kultivimin artificial të bimëve nuk përmbajnë klor. Është e mundur që përqendrimet shumë të ulëta të klorit të jenë të mjaftueshme për zhvillimin e bimëve.

Helmimi me klor është i mundur në industrinë kimike, pulpë dhe letre, tekstile, farmaceutike dhe të tjera. Klori irriton mukozën e syve dhe traktin respirator. Ndryshimet inflamatore primare zakonisht shoqërohen nga një infeksion dytësor. Helmimi akut zhvillohet pothuajse menjëherë. Gjatë thithjes së përqendrimeve mesatare dhe të ulëta të klorit, vërehen shtrëngime dhe dhimbje në gjoks, kollë e thatë, frymëmarrje e shpejtë, dhimbje në sy, lakrimim, rritje të nivelit të leukociteve në gjak, temperaturë trupore, etj., edemë pulmonare toksike , depresioni, konvulsione janë të mundshme. Në raste të lehta, shërimi ndodh brenda 3-7 ditëve. Si pasoja afatgjata vërehen katarra të rrugëve të sipërme të frymëmarrjes, bronkit të përsëritur, pneumosklerozë dhe të tjera; aktivizimi i mundshëm i tuberkulozit pulmonar. Me thithjen e zgjatur të përqendrimeve të vogla të klorit, vërehen forma të ngjashme, por ngadalë në zhvillim të sëmundjes. Parandalimi i helmimit: mbyllja e objekteve të prodhimit, pajisjeve, ventilimi efektiv, përdorimi i maskës së gazit nëse është e nevojshme. Prodhimi i klorit, zbardhuesit dhe komponimeve të tjera që përmbajnë klor klasifikohet si prodhim me kushte të rrezikshme pune.

PËRKUFIZIM

Falas klorinështë një gaz i verdhë-gjelbër i përbërë nga molekula diatomike.

Nën presionin normal ai lëngëzohet në (-34 o C) dhe ngurtësohet në (-101 o C). Një vëllim uji shpërndan rreth dy vëllime klori. Zgjidhja e verdhë që rezulton shpesh quhet "ujë me klor".

Klori ka një erë të fortë. Thithja e tij shkakton inflamacion të rrugëve të frymëmarrjes. Si një ilaç i ndihmës së parë për helmimin akut me klor, përdoret thithja e avujve nga një përzierje e alkoolit dhe eterit.

Temperatura kritike e klorit është 144 o C, presioni kritik është 76 atm. Në pikën e vlimit, klori i lëngshëm ka një densitet prej 1,6 g/cm3 dhe nxehtësia e avullimit të tij është 4,9 kcal/mol. Klori i ngurtë ka një dendësi prej 2.0 g/cm 3 dhe një nxehtësi shkrirjeje prej 165 kcal/mol. Kristalet e tij formohen nga molekula individuale Cl 2 (distanca më e shkurtër midis tyre është 3,34 A).

Lidhja Cl-Cl ka një distancë bërthamore prej 1,98 A dhe një konstante force prej 3,2. Shpërndarja termike e klorit molekular sipas ekuacionit

Cl 2 + 58 kcal = 2Cl

Bëhet i dukshëm nga rreth 1000 o C.

Përhapja e klorit në natyrë

Për sa i përket përhapjes në natyrë, klori është afër fluorit - ai përbën 0.02% të numrit të përgjithshëm të atomeve në koren e tokës. Trupi i njeriut përmban 0,25 (peshë)% klor.

Forma kryesore e pranisë së klorit në sipërfaqen e tokës korrespondon me shpërndarjen e tij ekstreme. Si rezultat i punës së ujit, i cili gjatë shumë miliona viteve shkatërroi shkëmbinjtë dhe lau të gjithë përbërësit e tretshëm prej tyre, komponimet e klorit u grumbulluan në dete. Tharja e këtij të fundit çoi në formimin në shumë vende të globit të depozitave të fuqishme të NaCl, i cili shërben si lëndë fillestare për prodhimin e të gjitha përbërjeve të klorit.

Përshkrim i shkurtër i vetive kimike dhe densitetit të klorit

Thelbi i aktivitetit kimik të klorit manifestohet në aftësinë e atomit të tij për të bashkuar elektronet dhe për t'u kthyer në një jon të ngarkuar negativisht.

Aktiviteti kimik i klorit është shumë i lartë - ai kombinohet me pothuajse të gjitha metalet (nganjëherë vetëm në prani të gjurmëve të ujit ose kur nxehet) dhe me të gjithë elementët metaloidë përveç C, N dhe O. Është e rëndësishme të theksohet se në komplet mungesa e lagështisë, klori nuk ka efekt në hekur. Kjo lejon që ajo të ruhet në cilindra çeliku.

Ndërveprimi i klorit me hidrogjenin sipas reaksionit

H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

Ai ecën jashtëzakonisht ngadalë, por ngrohja e përzierjes së gazeve ose ndriçimi i fortë i saj (drita e drejtpërdrejtë e diellit, djegia e magnezit, etj.) shoqërohet me një shpërthim.

Ndër substancat komplekse me të cilat reagon klori janë uji, alkalet dhe halogjenet e metaleve.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

SHEMBULL 2