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 janë dhënë 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 periodike.

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 një 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.

Në natyrë, klori shfaqet në gjendje të gaztë dhe vetëm në formën e komponimeve me gazra të tjerë. Në kushte afër normales, është një gaz helmues, kaustik me ngjyrë të gjelbër. Ka më shumë peshë se ajri. Ka një erë të ëmbël. Një molekulë klori përmban dy atome. Në gjendje të qetë nuk digjet, por në temperatura të larta ndërvepron me hidrogjenin, pas së cilës është i mundur një shpërthim. Si rezultat, gazi fosgjen lirohet. Shumë helmuese. Kështu, edhe në përqendrime të ulëta në ajër (0.001 mg për 1 dm 3) mund të shkaktojë vdekje. klori thotë se është më i rëndë se ajri, prandaj, ai gjithmonë do të jetë i vendosur afër dyshemesë në formën e një mjegulle të verdhë-jeshile.

Fakte historike

Për herë të parë në praktikë, kjo substancë u përftua nga K. Scheeley në 1774 duke kombinuar acid klorhidrik dhe piroluzit. Sidoqoftë, vetëm në 1810 P. Davy ishte në gjendje të karakterizonte klorin dhe të vërtetonte se ai është një element kimik i veçantë.

Vlen të përmendet se në vitin 1772 ai mundi të merrte klorur hidrogjeni, një përbërje e klorit dhe hidrogjenit, por kimisti nuk ishte në gjendje t'i ndante këta dy elementë.

Karakteristikat kimike të klorit

Klori është një element kimik i nëngrupit kryesor të grupit VII të tabelës periodike. Është në periudhën e tretë dhe ka numrin atomik 17 (17 protone në bërthamën atomike). Jometal kimikisht aktiv. Shënohet me shkronjat Cl.

Është një përfaqësues tipik i gazrave që nuk kanë ngjyrë, por kanë një erë të athët dhe të athët. Në mënyrë tipike toksike. Të gjithë halogjenët janë të holluar mirë në ujë. Kur ekspozohen ndaj ajrit të lagësht, ata fillojnë të pinë duhan.

Konfigurimi elektronik i jashtëm i atomit Cl është 3s2Зр5. Prandaj, në përbërjet, një element kimik shfaq nivele oksidimi prej -1, +1, +3, +4, +5, +6 dhe +7. Rrezja kovalente e atomit është 0,96 Å, rrezja jonike e Cl- është 1,83 Å, afiniteti atomik i elektroneve është 3,65 eV, niveli i jonizimit është 12,87 eV.

Siç u tha më lart, klori është një jometal mjaft aktiv, i cili bën të mundur krijimin e komponimeve me pothuajse çdo metal (në disa raste duke përdorur nxehtësinë ose lagështinë, duke zhvendosur bromin) dhe jometalet. Në formë pluhuri, ai reagon me metalet vetëm kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta.

Temperatura maksimale e djegies është 2250 °C. Me oksigjen mund të formojë okside, hipoklorite, klorite dhe klorate. Të gjitha përbërjet që përmbajnë oksigjen bëhen shpërthyese kur ndërveprojnë me substanca oksiduese. Vlen të përmendet se ato mund të shpërthejnë në mënyrë arbitrare, ndërsa kloratet shpërthejnë vetëm kur ekspozohen ndaj ndonjë iniciatori.

Karakteristikat e klorit sipas pozicionit në sistemin periodik:

Substanca e thjeshtë;
. elementi i grupit të shtatëmbëdhjetë të tabelës periodike;
. periudha e tretë e rreshtit të tretë;
. grupi i shtatë i nëngrupit kryesor;
. numri atomik 17;
. shënohet me simbolin Cl;
. jometal reaktiv;
. është në grupin halogjen;
. në kushte afër normales, është një gaz helmues me ngjyrë të verdhë-jeshile me erë të fortë;
. një molekulë klori ka 2 atome (formula Cl 2).

Karakteristikat fizike të klorit:

Pika e vlimit: -34,04 °C;
. pika e shkrirjes: -101,5 °C;
. dendësia në gjendje të gaztë - 3.214 g/l;
. dendësia e klorit të lëngshëm (gjatë periudhës së vlimit) - 1,537 g/cm3;
. dendësia e klorit të ngurtë - 1,9 g/cm 3;
. vëllimi specifik - 1,745 x 10 -3 l/g.

Klori: karakteristikat e ndryshimeve të temperaturës

Në gjendje të gaztë priret të lëngëzohet lehtësisht. Në një presion prej 8 atmosferash dhe një temperaturë prej 20 ° C, duket si një lëng i gjelbër-verdhë. Ka veti korrozive shumë të larta. Siç tregon praktika, ky element kimik mund të mbajë një gjendje të lëngshme deri në një temperaturë kritike (143 ° C), duke iu nënshtruar presionit të shtuar.

Nëse ftohet në një temperaturë prej -32 ° C, ajo do të ndryshojë në lëng, pavarësisht nga presioni atmosferik. Me një ulje të mëtejshme të temperaturës, ndodh kristalizimi (në -101 ° C).

Klori në natyrë

Korja e tokës përmban vetëm 0,017% klor. Pjesa më e madhe gjendet në gazrat vullkanikë. Siç u tha më lart, substanca ka një aktivitet të madh kimik, si rezultat i të cilit gjendet në natyrë në përbërje me elementë të tjerë. Megjithatë, shumë minerale përmbajnë klor. Karakteristikat e elementit lejojnë formimin e rreth njëqind mineraleve të ndryshme. Si rregull, këto janë klorure metalike.

Gjithashtu, një sasi e madhe e saj gjendet në Oqeanin Botëror - pothuajse 2%. Kjo për faktin se kloruret treten në mënyrë shumë aktive dhe barten nga lumenjtë dhe detet. Procesi i kundërt është gjithashtu i mundur. Klori derdhet përsëri në breg, dhe më pas era e mbart atë rreth zonës përreth. Prandaj përqendrimi më i madh i tij vërehet në zonat bregdetare. Në rajonet e thata të planetit, gazi që po shqyrtojmë formohet përmes avullimit të ujit, si rezultat i të cilit shfaqen këneta me kripë. Rreth 100 milionë tonë të kësaj lënde minohen çdo vit në botë. E cila, megjithatë, nuk është për t'u habitur, sepse ka shumë depozita që përmbajnë klor. Karakteristikat e tij, megjithatë, varen kryesisht nga vendndodhja e tij gjeografike.

Metodat për prodhimin e klorit

Sot ekzistojnë një sërë metodash për prodhimin e klorit, nga të cilat më të zakonshmet janë këto:

1. Diafragma. Është më e thjeshta dhe më pak e kushtueshme. Zgjidhja e shëllirë në elektrolizën e diafragmës hyn në hapësirën e anodës. Pastaj ajo rrjedh përmes rrjetës katodë të çelikut në diafragmë. Ai përmban një sasi të vogël të fibrave polimer. Një tipar i rëndësishëm i kësaj pajisjeje është kundërfluksi. Ai drejtohet nga hapësira e anodës në hapësirën e katodës, gjë që bën të mundur marrjen e klorit dhe alkaleve veç e veç.

2. Membrana. Më efikasi në energji, por i vështirë për t'u zbatuar në një organizatë. Ngjashëm me diafragmën. Dallimi është se hapësirat e anodës dhe katodës janë plotësisht të ndara nga një membranë. Prandaj, prodhimi është dy rryma të veçanta.

Vlen të përmendet se karakteristikat e kimikatit elementi (klori) i përftuar me këto metoda do të jetë i ndryshëm. Metoda e membranës konsiderohet të jetë më "e pastër".

3. Metoda e merkurit me katodë të lëngët. Krahasuar me teknologjitë e tjera, ky opsion ju lejon të merrni klorin më të pastër.

Diagrami bazë i instalimit përbëhet nga një elektrolizer dhe një pompë e ndërlidhur dhe dekompozues amalgame. Merkuri i pompuar së bashku me një zgjidhje të kripës së tryezës shërben si katodë, dhe elektrodat e karbonit ose grafit shërbejnë si anodë. Parimi i funksionimit të instalimit është si më poshtë: klori lirohet nga elektroliti, i cili largohet nga elektrolizuesi së bashku me anolitin. Nga ky i fundit hiqen papastërtitë dhe klori i mbetur, ri-ngopen me halit dhe kthehen në elektrolizë.

Kërkesat e sigurisë industriale dhe prodhimi jofitimprurës çuan në zëvendësimin e katodës së lëngshme me një të ngurtë.

Përdorimi i klorit për qëllime industriale

Karakteristikat e klorit lejojnë që ai të përdoret në mënyrë aktive në industri. Me ndihmën e këtij elementi kimik fitohen medikamente dhe dezinfektues të ndryshëm (vinilklorur, gome klor etj.). Por vendi më i madh i zënë në industri është prodhimi i acidit klorhidrik dhe gëlqeres.

Metodat për pastrimin e ujit të pijshëm përdoren gjerësisht. Sot ata po përpiqen të largohen nga kjo metodë, duke e zëvendësuar me ozonimin, pasi substanca që po shqyrtojmë ndikon negativisht në trupin e njeriut dhe uji i klorur shkatërron tubacionet. Kjo për faktin se në gjendje të lirë Cl ka një efekt të dëmshëm në tubat e bërë nga poliolefinat. Megjithatë, shumica e vendeve preferojnë metodën e klorifikimit.

Klori përdoret gjithashtu në metalurgji. Me ndihmën e tij, fitohen një sërë metalesh të rralla (niobium, tantal, titan). Në industrinë kimike, komponimet e ndryshme organike përdoren në mënyrë aktive për të kontrolluar barërat e këqija dhe për qëllime të tjera bujqësore, elementi përdoret gjithashtu si zbardhues.

Për shkak të strukturës së tij kimike, klori shkatërron shumicën e ngjyrave organike dhe inorganike. Kjo arrihet duke i zbardhur plotësisht. Ky rezultat është i mundur vetëm në prani të ujit, sepse ndodh procesi i çngjyrosjes për shkak të të cilit formohet pas zbërthimit të klorit: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Kjo metodë gjeti aplikimin disa shekuj më parë dhe është ende e njohur edhe sot.

Përdorimi i kësaj substance për prodhimin e insekticideve organoklorike është shumë popullor. Këto produkte bujqësore vrasin organizmat e dëmshëm duke i lënë bimët të paprekura. Një pjesë e konsiderueshme e të gjithë klorit të prodhuar në planet përdoret për nevojat bujqësore.

Përdoret gjithashtu në prodhimin e përbërjeve plastike dhe gomës. Ato përdoren për të bërë izolim teli, pajisje zyre, pajisje, strehë për elektroshtëpiake etj. Ekziston një mendim se gomat e marra në këtë mënyrë janë të dëmshme për njerëzit, por kjo nuk është konfirmuar nga shkenca.

Vlen të përmendet se klori (karakteristikat e substancës janë përshkruar në detaje nga ne më herët) dhe derivatet e tij, si gazi i mustardës dhe fosgjenit, përdoren gjithashtu për qëllime ushtarake për prodhimin e agjentëve kimikë të luftës.

Klori si përfaqësues i shquar i jometaleve

Jometalet janë substanca të thjeshta që përfshijnë gazra dhe lëngje. Në shumicën e rasteve, ato e përçojnë energjinë elektrike më keq se metalet dhe kanë dallime të konsiderueshme në karakteristikat fizike dhe mekanike. Me ndihmën e një niveli të lartë jonizimi ata janë në gjendje të formojnë komponime kimike kovalente. Më poshtë do të japim një përshkrim të një jometali që përdor klorin si shembull.

Siç u përmend më lart, ky element kimik është një gaz. Në kushte normale, atij i mungojnë plotësisht vetitë e ngjashme me ato të metaleve. Pa ndihmën e jashtme, ai nuk mund të ndërveprojë me oksigjen, azot, karbon, etj. Ajo shfaq vetitë e tij oksiduese në lidhje me substanca të thjeshta dhe disa komplekse. Është një halogjen, i cili reflektohet qartë në vetitë e tij kimike. Në kombinim me përfaqësuesit e tjerë të halogjenëve (bromi, astatinë, jod), ai i zhvendos ato. Në gjendje të gaztë, klori (karakteristikat e tij janë konfirmim i drejtpërdrejtë i kësaj) është shumë i tretshëm. Është një dezinfektues i shkëlqyer. Ai vret vetëm organizmat e gjallë, gjë që e bën të domosdoshëm në bujqësi dhe mjekësi.

Përdorni si lëndë helmuese

Karakteristikat e atomit të klorit bëjnë të mundur përdorimin e tij si një agjent helmues. Gazi u përdor për herë të parë nga Gjermania më 22 prill 1915, gjatë Luftës së Parë Botërore, si rezultat i së cilës vdiqën rreth 15 mijë njerëz. Për momentin nuk është i zbatueshëm.

Le të bëjmë një përshkrim të shkurtër të elementit kimik si asfiksues. Ndikon në trupin e njeriut përmes mbytjes. Së pari irriton rrugët e sipërme të frymëmarrjes dhe mukozën e syve. Një kollë e rëndë fillon me sulme mbytjeje. Më tej, duke depërtuar në mushkëri, gazi gërryen indin e mushkërive, gjë që çon në edemë. E rëndësishme! Klori është një substancë me veprim të shpejtë.

Në varësi të përqendrimit në ajër, simptomat ndryshojnë. Në nivele të ulëta, një person përjeton skuqje të mukozës së syve dhe gulçim të lehtë. Një përmbajtje prej 1,5-2 g/m 3 në atmosferë shkakton rëndim dhe ndjesi të mprehta në gjoks, dhimbje të mprehta në traktin e sipërm respirator. Gjendja mund të shoqërohet gjithashtu me lakrimim të rëndë. Pas 10-15 minutash qëndrimi në një dhomë me një përqendrim të tillë klori, ndodhin djegie të rënda të mushkërive dhe vdekje. Në përqendrime më të dendura, vdekja është e mundur brenda një minute nga paraliza e traktit të sipërm respirator.

Klori në jetën e organizmave dhe bimëve

Klori gjendet pothuajse në të gjithë organizmat e gjallë. E veçanta është se ajo nuk është e pranishme në formë të pastër, por në formën e komponimeve.

Në organizmat e kafshëve dhe të njeriut, jonet e klorit ruajnë barazinë osmotike. Kjo për faktin se ato kanë rrezen më të përshtatshme për depërtim në qelizat membranore. Së bashku me jonet e kaliumit, Cl rregullon ekuilibrin ujë-kripë. Në zorrë, jonet e klorit krijojnë një mjedis të favorshëm për veprimin e enzimave proteolitike të lëngut gastrik. Kanalet e klorit gjenden në shumë qeliza të trupit tonë. Nëpërmjet tyre ndodh shkëmbimi ndërqelizor i lëngjeve dhe ruhet pH e qelizës. Rreth 85% e vëllimit të përgjithshëm të këtij elementi në trup qëndron në hapësirën ndërqelizore. Ajo eliminohet nga trupi përmes uretrës. Prodhohet nga trupi i femrës gjatë ushqyerjes me gji.

Në këtë fazë të zhvillimit, është e vështirë të thuhet pa mëdyshje se cilat sëmundje provokohen nga klori dhe përbërësit e tij. Kjo është për shkak të mungesës së hulumtimeve në këtë fushë.

Jonet e klorit janë gjithashtu të pranishme në qelizat bimore. Ai merr pjesë aktive në metabolizmin e energjisë. Pa këtë element, procesi i fotosintezës është i pamundur. Me ndihmën e saj, rrënjët thithin në mënyrë aktive substancat e nevojshme. Por një përqendrim i lartë i klorit në bimë mund të ketë një efekt të dëmshëm (ngadalësimi i procesit të fotosintezës, ndalimi i zhvillimit dhe rritjes).

Sidoqoftë, ka përfaqësues të florës që ishin në gjendje të "bënin miq" ose të paktën të merreshin vesh me këtë element. Karakteristikat e një jometali (klori) përmbajnë një artikull të tillë si aftësia e një substance për të oksiduar tokat. Në procesin e evolucionit, bimët e sipërpërmendura, të quajtura halofite, pushtuan kënetat e kripura bosh, të cilat ishin bosh për shkak të një tepricë të këtij elementi. Ata thithin jonet e klorit, dhe më pas i largojnë ato me ndihmën e rënies së gjetheve.

Transporti dhe ruajtja e klorit

Ka disa mënyra për të lëvizur dhe ruajtur klorin. Karakteristikat e elementit kërkojnë cilindra të veçantë me presion të lartë. Kontejnerë të tillë kanë një shenjë identifikimi - një vijë vertikale jeshile. Cilindrat duhet të lahen tërësisht çdo muaj. Kur klori ruhet për një kohë të gjatë, formohet një precipitat shumë shpërthyes - triklorur i azotit. Mosrespektimi i të gjitha rregullave të sigurisë mund të rezultojë në ndezje dhe shpërthim spontan.

Studimi i klorit

Kimistët e ardhshëm duhet të dinë karakteristikat e klorit. Sipas planit, nxënësit e klasës së 9-të mund të kryejnë edhe eksperimente laboratorike me këtë substancë bazuar në njohuritë bazë të disiplinës. Natyrisht, mësuesi është i detyruar të japë udhëzime sigurie.

Procedura e punës është si më poshtë: duhet të merrni një balonë me klor dhe të derdhni ashkla të vogla metalike në të. Gjatë fluturimit, rrëshqitjet do të ndizen me shkëndija të ndritshme të lehta dhe në të njëjtën kohë do të formohet tym i bardhë i lehtë SbCl 3. Kur fletë metalike prej kallaji zhytet në një enë me klor, ajo gjithashtu do të ndizet spontanisht dhe fjollat ​​e zjarrta të borës do të bien ngadalë në fund të balonës. Gjatë këtij reagimi, formohet një lëng i tymosur - SnCl 4. Kur tallash hekuri vendosen në një enë, do të formohen "pika" të kuqe dhe do të shfaqet tym i kuq FeCl 3.

Së bashku me punën praktike, teoria përsëritet. Në veçanti, një pyetje e tillë si karakteristikat e klorit sipas pozicionit në tabelën periodike (përshkruar në fillim të artikullit).

Si rezultat i eksperimenteve, rezulton se elementi reagon në mënyrë aktive ndaj komponimeve organike. Nëse vendosni leshin e pambukut, të lagur më parë me terpentinë, në një kavanoz me klor, ai do të ndizet menjëherë dhe bloza do të bjerë papritmas nga balona. Natriumi shkëlqen në mënyrë spektakolare me një flakë të verdhë, dhe kristalet e kripës shfaqen në muret e enës kimike. Do të jetë interesante për studentët të dinë se, ndërsa ishte ende një kimist i ri, N. N. Semenov (më vonë fitues i çmimit Nobel), pasi kreu një eksperiment të tillë, mblodhi kripë nga muret e balonës dhe, duke e spërkatur mbi bukë, e hëngri. Kimia doli të ishte e drejtë dhe nuk e zhgënjeu shkencëtarin. Si rezultat i eksperimentit të kryer nga kimisti, kripa e zakonshme e tryezës doli në të vërtetë!

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.

Informacion historik. 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 kloruret 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 lëngët 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 dhe 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 hipoklorik dhe klorhidrik: 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 kalciumit të thatë prodhon zbardhues.

Kur amoniaku reagon me klorin, formohet trikloruri 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 , gjendjet depresive, konvulsionet 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, duke përdorur një maskë gazi nëse është e nevojshme. Prodhimi i klorit, zbardhuesit dhe komponimeve të tjera që përmbajnë klor klasifikohet si prodhim me kushte të rrezikshme pune.

Klori u mor për herë të parë në 1772 nga Scheele, i cili përshkroi lirimin e tij gjatë ndërveprimit të piroluzitit me acidin klorhidrik në traktatin e tij mbi piroluzitin: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele vuri në dukje erën e klorit, të ngjashme me atë të aqua regia, aftësinë e tij për të reaguar me arin dhe cinnabarin dhe vetitë e tij zbardhuese. Sidoqoftë, Scheele, në përputhje me teorinë e phlogistonit që ishte dominuese në kimi në atë kohë, sugjeroi që klori është acid klorhidrik i deflogistikuar, domethënë oksid acidi klorhidrik.
Berthollet dhe Lavoisier sugjeruan se klori është një oksid i elementit muria, por përpjekjet për ta izoluar atë mbetën të pasuksesshme deri në punën e Davy, i cili arriti të dekompozojë kripën e tryezës në natrium dhe klor me anë të elektrolizës.
Emri i elementit vjen nga greqishtja clwroz- "jeshile".

Duke qenë në natyrë, duke marrë:

Klori natyror është një përzierje e dy izotopeve 35 Cl dhe 37 Cl. Në koren e tokës, klori është halogjeni më i zakonshëm. Meqenëse klori është shumë aktiv, në natyrë ai gjendet vetëm në formën e përbërjeve në mineralet: halit NaCl, sylviti KCl, sylviniti KCl NaCl, biskofit MgCl 2 6H 2 O, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl · SO Mg. 3H 2 O. Rezervat më të mëdha të klorit gjenden në kripërat e ujërave të deteve dhe oqeaneve.
Në një shkallë industriale, klori prodhohet së bashku me hidroksidin e natriumit dhe hidrogjenin nga elektroliza e një solucioni të kripës së tryezës:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Për të rikuperuar klorin nga kloruri i hidrogjenit, i cili është një nënprodukt gjatë klorinimit industrial të përbërjeve organike, përdoret procesi Deacon (oksidimi katalitik i klorurit të hidrogjenit me oksigjen atmosferik):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
Proceset e përdorura zakonisht në laboratorë bazohen në oksidimin e klorurit të hidrogjenit me agjentë të fortë oksidues (për shembull, oksid mangani (IV), permanganat kaliumi, dikromat kaliumi):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Vetitë fizike:

Në kushte normale, klori është një gaz i verdhë-jeshile me një erë mbytëse. Klori është dukshëm i tretshëm në ujë ("ujë me klor"). Në 20°C, 2.3 vëllime klori treten në një vëllim uji. Pika e vlimit = -34°C; pika e shkrirjes = -101°C, dendësia (gaz, n.s.) = 3,214 g/l.

Karakteristikat kimike:

Klori është shumë aktiv - kombinohet drejtpërdrejt me pothuajse të gjithë elementët e tabelës periodike, metalet dhe jometalet (përveç karbonit, azotit, oksigjenit dhe gazeve inerte). Klori është një agjent shumë i fortë oksidues, duke zhvendosur jometalet më pak aktive (bromin, jod) nga përbërjet e tyre me hidrogjen dhe metale:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
Kur shpërndahet në ujë ose alkale, klori shpërbëhet, duke formuar acide hipoklorik (dhe kur nxehet, perklorik) dhe klorhidrik, ose kripërat e tyre.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
Klori ndërvepron me shumë komponime organike, duke hyrë në reaksione zëvendësimi ose shtimi:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Klori ka shtatë gjendje oksidimi: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Lidhjet më të rëndësishme:

Klorur hidrogjeni HCl- një gaz pa ngjyrë që pi duhan në ajër për shkak të formimit të pikave të mjegullës me avujt e ujit. Ka një erë të fortë dhe irriton rëndë rrugët e frymëmarrjes. Përmbahet në gazrat dhe ujërat vullkanike, në lëngun e stomakut. Vetitë kimike varen nga ajo gjendje në të cilën ndodhet (mund të jetë në gjendje të gaztë, të lëngët ose tretësirë). Tretësira e HCl quhet acid klorhidrik. Është një acid i fortë dhe zhvendos acidet më të dobëta nga kripërat e tyre. kripëra - klorureve- substanca të ngurta kristalore me pika të larta shkrirjeje.
Kloruret kovalente- Përbërjet e klorit me jometale, gazra, lëngje ose lëndë të ngurta të shkrirë që kanë veti acidike karakteristike, zakonisht hidrolizohen lehtësisht nga uji për të formuar acid klorhidrik:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Oksidi i klorit (I) Cl 2 O., një gaz me ngjyrë kafe-verdhë me erë të fortë. Ndikon në organet e frymëmarrjes. Shkrihet lehtësisht në ujë, duke formuar acid hipoklorik.
Acidi hipoklorik HClO. Ekziston vetëm në zgjidhje. Është një acid i dobët dhe i paqëndrueshëm. Zbërthehet lehtësisht në acid klorhidrik dhe oksigjen. Agjent i fortë oksidues. Formohet kur klori tretet në ujë. kripëra - hipokloritet, stabilitet i ulët (NaClO*H 2 O zbërthehet në mënyrë shpërthyese në 70 °C), agjentë të fortë oksidues. Përdoret gjerësisht për zbardhjen dhe dezinfektimin zbardhues, kripë e përzier Ca(Cl)OCl
Acidi klor HClO 2, në formën e tij të lirë është e paqëndrueshme, madje edhe në një tretësirë ​​ujore të holluar dekompozohet shpejt. Acid me forcë mesatare, kripëra - kloritet, si rregull, janë të pangjyrë dhe shumë të tretshëm në ujë. Ndryshe nga hipokloritet, kloritet shfaqin veti të theksuara oksiduese vetëm në një mjedis acid. Përdorimi më i madh (për zbardhjen e pëlhurave dhe pulpës së letrës) është kloriti i natriumit NaClO 2.
Oksidi i klorit (IV) ClO 2, është një gaz i verdhë në të gjelbër me erë të pakëndshme (të athët), ...
Acidi klorik, HClO 3 - në formën e tij të lirë është i paqëndrueshëm: shpërpjesëtohet me ClO 2 dhe HClO 4. kripëra - klorate; Nga këto, më të rëndësishmet janë kloratet e natriumit, kaliumit, kalciumit dhe magnezit. Këta janë agjentë të fortë oksidues dhe janë shpërthyes kur përzihen me agjentë reduktues. Klorat kaliumi ( Kripa e Berthollet) - KClO 3, përdorej për prodhimin e oksigjenit në laborator, por për shkak të rrezikshmërisë së lartë nuk përdorej më. Tretësirat e kloratit të kaliumit u përdorën si një antiseptik i dobët dhe gargarë medicinale të jashtme.
Acidi perklorik HClO 4, në tretësirat ujore, acidi perklorik është më i qëndrueshëm nga të gjithë acidet e klorit që përmbajnë oksigjen. Acidi perklorik anhidrik, i cili përftohet duke përdorur acid sulfurik të koncentruar nga 72% HClO 4, nuk është shumë i qëndrueshëm. Është acidi monoprotik më i fortë (në tretësirë ​​ujore). kripëra - perkloratet, përdoren si oksidues (motorë raketash me shtytje të ngurtë).

Aplikimi:

Klori përdoret në shumë industri, shkencë dhe nevoja shtëpiake:
- Në prodhimin e polivinilklorurit, komponimeve plastike, gomës sintetike;
- Për zbardhjen e rrobave dhe letrës;
- Prodhimi i insekticideve organoklorike - substanca që vrasin insektet e dëmshme për të mbjellat, por janë të sigurta për bimët;
- Për dezinfektimin e ujit - "klorinim";
- I regjistruar në industrinë ushqimore si aditiv ushqimor E925;
- Në prodhimin kimik të acidit klorhidrik, zbardhuesit, kripës së bertollës, klorureve të metaleve, helmeve, ilaçeve, plehrave;
- Në metalurgji për prodhimin e metaleve të pastra: titan, kallaj, tantal, niob.

Roli biologjik dhe toksiciteti:

Klori është një nga elementët biogjenë më të rëndësishëm dhe është pjesë e të gjithë organizmave të gjallë. Tek kafshët dhe njerëzit, jonet e klorurit janë të përfshirë në ruajtjen e ekuilibrit osmotik, joni i klorurit ka një rreze optimale për depërtimin përmes membranës qelizore. Jonet e klorit janë jetike për bimët, duke marrë pjesë në metabolizmin e energjisë në bimë, duke aktivizuar fosforilimin oksidativ.
Klori në formën e një lënde të thjeshtë është helmues 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 (d.m.th., dyfishi i pragut për perceptimin e erës së klorit). Klori ishte një nga agjentët e parë kimikë të përdorur nga Gjermania në Luftën e Parë Botërore.

Korotkova Y., Shvetsova I.
Universiteti Shtetëror HF Tyumen, grupi 571.

Burimet: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl, etj.,
Faqja e internetit e Universitetit Teknik Kimik Rus me emrin. D.I. Mendeleev:

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 një erë të fortë; dendësia 3.214 g/l; t pl -101°C; t kip -33,97°C; në temperatura të zakonshme 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). (cm. E vendosur në periudhën e tretë në grupin VIIA të tabelës periodike të elementeve të Mendelejevit, i përket halogjenëve.
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 "aqua regia" - 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. PIROLUSIT) 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. CARNALITE) KCl MgCl 2 6H 21 O, sylvine (cm. SYLVIN) KCl, sylvinit (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.
Fatura
Për prodhimin e gazit të klorit, 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. HIDROGJEN), 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.
Vetitë 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 ta zhvendosur këtë ekuilibër në të majtë, d.m.th., për të zvogëluar tretshmërinë e klorit në ujë, duhet të shtohet në ujë ose klorur natriumi NaCl ose ndonjë acid i fortë jo i paqëndrueshëm (për shembull, sulfurik).
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 shpërbërjes së 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 tretësirë ​​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 ajo e bromit, 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 ClCH 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. 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 hipokloritet, 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 e ulët të qëndrueshëm me forcë mesatare HClO 2. 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. PERKLORATE), 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.
Aplikimi
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. KLORIDI POLIVINIL) 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.