Galvenā rūpnieciskā ražošanas metode ir koncentrēts NaCl (96. att.). Šajā gadījumā (2Сl’ – 2e– = Сl 2) izdalās, un (2Н + 2e – = H2) izdalās katoda telpā un veido NaOH.
Iegūstot laboratorijā, tie parasti izmanto MnO 2 vai KMnO 4 ietekmi uz:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Pēc tās īpašībām ķīmiskā funkcija līdzīgs - tas ir arī aktīvs monovalents metaloīds. Tomēr tas ir mazāks par. Tāpēc pēdējais spēj izspiest savienojumus.
Mijiedarbība ar H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal
normālos apstākļos tas notiek ārkārtīgi lēni, bet, ja maisījumu karsē vai pakļauj spēcīgai gaismai (tiešai saules gaisma, dedzināšana u.c.) pavada .
NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl
NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl
Pirmā no tām daļēji notiek jau plkst normāli apstākļi un gandrīz pilnībā - ar zemu apkuri; otrais notiek tikai augstākajā līmenī. Procesa veikšanai tiek izmantotas augstas veiktspējas mehāniskās mašīnas.
Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
Būdams nestabils savienojums, HOCl lēnām sadalās pat tādā atšķaidītā stāvoklī. sauc par hipohlorskābi vai . Pats HOCl un tas ir ļoti spēcīgi.
Vienkāršākais veids, kā to panākt, ir pievienot reakcijas maisījumam. Tā kā, veidojoties H, OH tiks saistīts ar nedisociētiem un pārvietosies pa labi, izmantojot, piemēram, NaOH.
Cl 2 + H 2 O<–––>HOCl + HCl
HOCl + HCl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O
vai vispār:
Cl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + H 2 O
Mijiedarbības rezultātā ar, tiek iegūts hipohlora maisījums un. Iegūtajam (“”) piemīt spēcīgas oksidējošas īpašības, un to plaši izmanto balināšanai un.
1) HOCl = HCl + O
2) 2HOСl = H 2 O + Cl 2 O
3) 3HOCl = 2HCl + HClO 3
Visi šie procesi var notikt vienlaikus, taču to relatīvie rādītāji lielā mērā ir atkarīgi no esošajiem apstākļiem. Mainot pēdējo, ir iespējams nodrošināt, ka transformācija gandrīz pilnībā notiek vienā virzienā.
Tiešas saules gaismas ietekmē sadalīšanās notiek saskaņā ar pirmo no tiem. Tas notiek arī tādu personu klātbūtnē, kuras var viegli piestiprināt, un dažas (piemēram, ").
Īpaši viegli HOCl sadalīšanās pēc trešā veida notiek karsējot. Tāpēc ietekmi uz karstu izsaka ar kopsavilkuma vienādojumu:
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O
2КlO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2
veidojas zaļgani dzeltens dioksīds (temp. - 59 °C, bp. + 10 °C). Brīvais ClO 2 ir nestabils un var sadalīties ar
Dabā hlors sastopams gāzveida stāvoklī un tikai savienojumu veidā ar citām gāzēm. Normālos apstākļos tā ir indīga, kodīga gāze zaļganā krāsā. Tam ir lielāks svars nekā gaisam. Ir salda smarža. Hlora molekulā ir divi atomi. IN mierīgs stāvoklis neiedegas, bet augsta temperatūra mijiedarbojas ar ūdeņradi, pēc kā iespējams sprādziens. Tā rezultātā izdalās fosgēna gāze. Ļoti indīgs. Tādējādi pat zemā koncentrācijā gaisā (0,001 mg uz 1 dm 3) tas var izraisīt nāvi. hlors norāda, ka tas ir smagāks par gaisu, tāpēc tas vienmēr atradīsies pie grīdas dzeltenīgi zaļas dūmakas veidā.
Vēstures fakti
Pirmo reizi praksē šo vielu ieguva K. Scheeley 1774. gadā, apvienojot sālsskābi un pirolūzītu. Taču tikai 1810. gadā P. Deivijs spēja raksturot hloru un noteikt, ka tas ir atsevišķs ķīmiskais elements.
Ir vērts atzīmēt, ka 1772. gadā viņam izdevās iegūt hlorūdeņradi, hlora un ūdeņraža savienojumu, taču ķīmiķis nespēja atdalīt šos divus elementus.
Hlora ķīmiskās īpašības
Hlors ir periodiskās tabulas VII grupas galvenās apakšgrupas ķīmiskais elements. Tas atrodas trešajā periodā, un tā atomu skaits ir 17 (17 protoni uz vienu atoma kodols). Ķīmiski aktīvs nemetāls. Apzīmē ar burtiem Cl.
Tas ir tipisks gāzu pārstāvis, kam nav krāsas, bet ir asa, asa smaka. Parasti toksisks. Visi halogēni ir labi atšķaidīti ūdenī. Saskaroties ar mitru gaisu, tie sāk smēķēt.
Cl atoma ārējā elektroniskā konfigurācija ir 3s2Зр5. Tāpēc savienojumos ķīmiskā elementa oksidācijas līmenis ir -1, +1, +3, +4, +5, +6 un +7. Atoma kovalentais rādiuss ir 0,96 Å, Cl- jonu rādiuss ir 1,83 Å, atomu elektronu afinitāte ir 3,65 eV, jonizācijas līmenis ir 12,87 eV.
Kā minēts iepriekš, hlors ir diezgan aktīvs nemetāls, kas ļauj izveidot savienojumus ar gandrīz visiem metāliem (dažos gadījumos izmantojot siltumu vai mitrumu, izspiežot bromu) un nemetāliem. Pulvera veidā tas reaģē ar metāliem tikai tad, ja tiek pakļauts augstām temperatūrām.
Maksimālā temperatūra sadegšana - 2250 °C. Ar skābekli tas var veidot oksīdus, hipohlorītus, hlorītus un hlorātus. Visi savienojumi, kas satur skābekli, kļūst sprādzienbīstami, mijiedarbojoties ar oksidējošām vielām. Ir vērts atzīmēt, ka tie var eksplodēt patvaļīgi, savukārt hlorāti eksplodē tikai tad, ja tiek pakļauti jebkādiem ierosinātājiem.
Hlora raksturojums pēc pozīcijas periodiskajā tabulā:
Vienkārša viela;
. septiņpadsmitās grupas elements periodiskā tabula;
. trešās rindas trešais periods;
. galvenās apakšgrupas septītā grupa;
. atomskaitlis 17;
. apzīmē ar simbolu Cl;
. reaktīvs nemetāls;
. ir halogēna grupā;
. normālos apstākļos tā ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaku;
. hlora molekulā ir 2 atomi (formula Cl 2).
Hlora fizikālās īpašības:
Vārīšanās temperatūra: -34,04 °C;
. kušanas temperatūra: -101,5 °C;
. blīvums gāzveida stāvoklī - 3,214 g/l;
. šķidrā hlora blīvums (viršanas periodā) - 1,537 g/cm3;
. cietā hlora blīvums - 1,9 g/cm 3;
. īpatnējais tilpums - 1,745 x 10 -3 l/g.
Hlors: temperatūras izmaiņu īpašības
Gāzveida stāvoklī tai ir tendence viegli sašķidrināties. Pie 8 atmosfēru spiediena un 20 ° C temperatūrā tas izskatās kā zaļgani dzeltens šķidrums. Piemīt ļoti augstas korozijas īpašības. Kā liecina prakse, šis ķīmiskais elements var uzturēt šķidru stāvokli līdz kritiskai temperatūrai (143 ° C), pakļauts paaugstinātam spiedienam.
Ja tas tiek atdzesēts līdz -32 ° C temperatūrai, tas mainīsies uz šķidrumu neatkarīgi no atmosfēras spiediens. Ar turpmāku temperatūras pazemināšanos notiek kristalizācija (pie -101 ° C).
Hlors dabā
Zemes garozā ir tikai 0,017% hlora. Lielākā daļa ir atrodama vulkāniskās gāzēs. Kā minēts iepriekš, vielai ir liela ķīmiskā aktivitāte, kā rezultātā tā ir atrodama dabā savienojumos ar citiem elementiem. Tomēr daudzi minerāli satur hloru. Elementa īpašības ļauj veidoties aptuveni simts dažādu minerālu. Parasti tie ir metālu hlorīdi.
Tāpat liels daudzums tā sastopams Pasaules okeānā – gandrīz 2%. Tas ir saistīts ar faktu, ka hlorīdi ļoti aktīvi šķīst un tiek pārvadāti upēs un jūrās. Ir iespējams arī apgrieztais process. Hlors tiek izskalots atpakaļ krastā, un tad vējš to nes apkārtnē. Tāpēc tā augstākā koncentrācija tiek novērota piekrastes zonas. Planētas sausajos reģionos gāze, par kuru mēs domājam, veidojas ūdens iztvaikošanas rezultātā, kā rezultātā parādās sāls purvi. Katru gadu pasaulē tiek iegūti aptuveni 100 miljoni tonnu šīs vielas. Tomēr tas nav pārsteidzoši, jo ir daudz hloru saturošu nogulšņu. Tomēr tās īpašības lielā mērā ir atkarīgas no tā ģeogrāfiskās atrašanās vietas.
Hlora iegūšanas metodes
Mūsdienās ir vairākas hlora iegūšanas metodes, no kurām visizplatītākās ir šādas:
1. Diafragma. Tas ir vienkāršākais un lētākais. Sālījums diafragmas elektrolīzē nonāk anoda telpā. Tad tas caur tērauda katoda režģi ieplūst diafragmā. Tas satur nelielu daudzumu polimēru šķiedru. Svarīga īpašībaŠī ierīce ir pretstrāva. Tas ir novirzīts no anoda telpas uz katoda telpu, kas ļauj iegūt hloru un sārmus atsevišķi.
2. Membrāna. Energoefektīvākais, bet grūti īstenojams organizācijā. Līdzīgi kā diafragma. Atšķirība ir tāda, ka anoda un katoda telpas ir pilnībā atdalītas ar membrānu. Tāpēc izvade ir divas atsevišķas plūsmas.
Ir vērts atzīmēt, ka ķīmiskās vielas īpašības elements (hlors), kas iegūts ar šīm metodēm, būs atšķirīgs. Membrānas metode tiek uzskatīta par “tīrāku”.
3. Dzīvsudraba metode ar šķidro katodu. Salīdzinot ar citām tehnoloģijām, šī opcija ļauj iegūt tīrāko hloru.
Instalācijas pamatshēma sastāv no elektrolizatora un savstarpēji savienota sūkņa un amalgamas sadalītāja. Dzīvsudrabs, kas tiek sūknēts kopā ar galda sāls šķīdumu, kalpo kā katods, un oglekļa vai grafīta elektrodi kalpo kā anods. Instalācijas darbības princips ir šāds: no elektrolīta izdalās hlors, kas kopā ar anolītu tiek izņemts no elektrolizatora. Piemaisījumi un hlora atlikums tiek noņemti no pēdējiem, atkārtoti piesātināti ar halītu un atgriezti elektrolīzē.
Rūpnieciskās drošības prasības un nerentablā ražošana noveda pie šķidrā katoda aizstāšanas ar cietu.
Hlora izmantošana rūpnieciskiem nolūkiem
Hlora īpašības ļauj to aktīvi izmantot rūpniecībā. Izmantojot šo ķīmisko elementu, tiek ražoti dažādi hlori organiskie savienojumi(vinilhlorīds, hlorkaučuks utt.), medikamentiem, dezinfekcijas līdzekļi. Taču lielākā nozares aizņemtā niša ir sālsskābes un kaļķu ražošana.
Dzeramā ūdens attīrīšanas metodes tiek plaši izmantotas. Šodien viņi cenšas atteikties no šīs metodes, aizstājot to ar ozonēšanu, jo viela, kuru mēs apsveram, negatīvi ietekmē cilvēka ķermeni, un hlorēts ūdens iznīcina cauruļvadus. To izraisa fakts, ka in brīvvalsts Cl kaitīgi iedarbojas uz caurulēm, kas izgatavotas no poliolefīniem. Tomēr lielākā daļa valstu dod priekšroku hlorēšanas metodei.
Hloru izmanto arī metalurģijā. Ar tās palīdzību tiek iegūti vairāki reti metāli (niobijs, tantals, titāns). Ķīmiskajā rūpniecībā dažādus aktīvi izmanto nezāļu apkarošanai un citiem lauksaimniecības nolūkiem elementu izmanto arī kā balinātāju.
Ķīmiskās struktūras dēļ hlors iznīcina lielāko daļu organisko un neorganisko krāsvielu. Tas tiek panākts, tos pilnībā balinot. Šāds rezultāts ir iespējams tikai ūdens klātbūtnē, jo notiek krāsas maiņas process, kura dēļ tas veidojas pēc hlora sadalīšanās: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Šī metode atrada pielietojumu pirms pāris gadsimtiem un joprojām ir populārs šodien.
Šīs vielas izmantošana hlororganisko insekticīdu ražošanai ir ļoti populāra. Šie lauksaimniecības produkti nogalina kaitīgos organismus, atstājot augus neskartus. Ievērojama daļa no visa uz planētas saražotā hlora tiek izmantota lauksaimniecības vajadzībām.
To izmanto arī plastmasas savienojumu un gumijas ražošanā. Tos izmanto vadu izolācijas, kancelejas piederumu, aprīkojuma un apvalku izgatavošanai. mājsaimniecības ierīces utt Pastāv uzskats, ka šādā veidā iegūtas gumijas ir kaitīgas cilvēkiem, taču zinātne to neapstiprina.
Ir vērts atzīmēt, ka hlors (vielas īpašības mēs detalizēti aprakstījām iepriekš) un tā atvasinājumi, piemēram, sinepju gāze un fosgēns, tiek izmantoti arī militāriem mērķiem, lai ražotu ķīmiskās kaujas vielas.
Hlors kā ievērojams nemetālu pārstāvis
Nemetāli ir vienkāršas vielas, kas ietver gāzes un šķidrumus. Vairumā gadījumu tie vada elektrību sliktāk nekā metāli, un tiem ir būtiskas fizikālās un mehāniskās īpašības. Ar palīdzību augsts līmenis jonizācija spēj veidot kovalentu ķīmiskie savienojumi. Zemāk mēs sniegsim nemetāla aprakstu, kā piemēru izmantojot hloru.
Kā minēts iepriekš, šis ķīmiskais elements ir gāze. IN normāli apstākļi tai pilnīgi trūkst īpašību, kas līdzīgas metāliem. Bez ārējas palīdzības tas nevar mijiedarboties ar skābekli, slāpekli, oglekli utt. Tam piemīt oksidējošās īpašības saistībā ar vienkāršām vielām un dažām sarežģītām vielām. Attiecas uz halogēniem, kas skaidri atspoguļojas tajā ķīmiskās īpašības. Kombinācijā ar citiem halogēnu (bromu, astatīnu, jodu) pārstāvjiem tas tos izspiež. Gāzveida stāvoklī hlors (tā īpašības ir tiešs apstiprinājums tam) labi šķīst. Ir lielisks dezinfekcijas līdzeklis. Tas nogalina tikai dzīvos organismus, tāpēc tas ir neaizstājams lauksaimniecībā un medicīnā.
Izmantot kā indīgu vielu
Hlora atoma īpašības ļauj to izmantot kā indīgu līdzekli. Pirmo reizi gāzi Vācija izmantoja 1915. gada 22. aprīlī Pirmā pasaules kara laikā, kā rezultātā gāja bojā aptuveni 15 tūkstoši cilvēku. Ieslēgts Šis brīdis jo tas neattiecas.
Dosim īss aprakstsķīmiskais elements kā asfiksants. Ietekmē cilvēka ķermeni caur nosmakšanu. Vispirms tas kairina augšējos elpceļus un acu gļotādu. Sākas klepošana ar nosmakšanas uzbrukumiem. Turklāt, iekļūstot plaušās, gāze saēd plaušu audus, kas izraisa tūsku. Svarīgs! Hlors ir ātras darbības viela.
Atkarībā no koncentrācijas gaisā simptomi atšķiras. Zemā līmenī cilvēkam rodas acu gļotādas apsārtums un viegls elpas trūkums. 1,5-2 g/m3 saturs atmosfērā izraisa smaguma sajūtu un asas sajūtas krūtīs, asas sāpes augšējos elpceļos. Šo stāvokli var pavadīt arī smaga asarošana. Pēc 10-15 minūšu uzturēšanās telpā ar šādu hlora koncentrāciju rodas smagi plaušu apdegumi un nāve. Blīvākā koncentrācijā nāve iespējama minūtes laikā pēc augšējo elpceļu paralīzes.
Hlors organismu un augu dzīvē
Hlors ir atrodams gandrīz visos dzīvajos organismos. Īpatnība ir tāda, ka tās nav tīrā formā, bet savienojumu veidā.
Dzīvnieku un cilvēku organismos hlora joni uztur osmotisko vienlīdzību. Tas ir saistīts ar faktu, ka tiem ir vispiemērotākais rādiuss iekļūšanai membrānas šūnas. Kopā ar kālija joniem Cl regulē ūdens un sāls līdzsvaru. Zarnās hlora joni rada labvēlīgu vidi proteolītisko enzīmu darbībai kuņģa sula. Hlora kanāli ir atrodami daudzās mūsu ķermeņa šūnās. Caur tiem notiek starpšūnu šķidrumu apmaiņa un tiek uzturēts šūnas pH. Apmēram 85% no šī elementa kopējā tilpuma organismā atrodas starpšūnu telpā. No organisma izdalās ar urīnizvadkanāls. Ražots sievietes ķermenis zīdīšanas laikā.
Šajā attīstības stadijā ir grūti viennozīmīgi pateikt, kuras slimības provocē hlors un tā savienojumi. Tas ir saistīts ar pētījumu trūkumu šajā jomā.
Hlora joni atrodas arī augu šūnās. Viņš aktīvi piedalās enerģijas metabolismā. Bez šī elementa fotosintēzes process nav iespējams. Ar tās palīdzību saknes aktīvi absorbē nepieciešamās vielas. Bet augsta hlora koncentrācija augos var radīt kaitīgu efektu (palēninot fotosintēzes procesu, apturot attīstību un augšanu).
Tomēr ir floras pārstāvji, kuri spēja “sadraudzēties” vai vismaz saprasties ar šo elementu. Nemetāla (hlora) īpašības satur tādu elementu kā vielas spēja oksidēt augsni. Iepriekš minētie augi, saukti par halofītiem, evolūcijas procesā ieņēma tukšus sāļu purvus, kas bija tukši šī elementa pārpilnības dēļ. Tie absorbē hlora jonus un pēc tam atbrīvojas no tiem ar lapu krišanas palīdzību.
Hlora transportēšana un uzglabāšana
Ir vairāki hlora pārvietošanas un uzglabāšanas veidi. Elementa īpašībām ir nepieciešami īpaši augstspiediena cilindri. Šādiem konteineriem ir identifikācijas marķējums - vertikāla zaļa līnija. Cilindri rūpīgi jāmazgā katru mēnesi. Ilgstoši uzglabājot hloru, veidojas ļoti sprādzienbīstamas nogulsnes - slāpekļa trihlorīds. Visu drošības noteikumu neievērošana var izraisīt spontānu aizdegšanos un eksploziju.
Hlora pētījums
Nākamajiem ķīmiķiem būtu jāzina hlora īpašības. Saskaņā ar plānu 9. klases skolēni, balstoties uz disciplīnas pamatzināšanām, pat var veikt laboratorijas eksperimentus ar šo vielu. Protams, skolotāja pienākums ir sniegt drošības instrukcijas.
Darba kārtība ir šāda: jums jāņem kolba ar hloru un jāielej tajā nelielas metāla skaidas. Lidojuma laikā skaidas uzliesmos ar spilgtām gaismas dzirkstelēm un tajā pašā laikā veidosies gaiši balti SbCl 3 dūmi. Alvas foliju iegremdējot traukā ar hloru, tā arī spontāni aizdegsies, un ugunīgās sniegpārslas lēnām nokritīs kolbas apakšā. Šīs reakcijas laikā veidojas dūmakains šķidrums - SnCl 4. Ieliekot traukā dzelzs vīles, veidosies sarkani “pilieni” un parādīsies sarkani FeCl 3 dūmi.
Paralēli praktiskajam darbam tiek atkārtota teorija. Jo īpaši tāds jautājums kā hlora īpašības pēc pozīcijas periodiskajā tabulā (aprakstīts raksta sākumā).
Eksperimentu rezultātā izrādās, ka elements aktīvi reaģē uz organiskajiem savienojumiem. Ja hlora burkā ievietosiet iepriekš terpentīnā samērcētu vati, tā acumirklī aizdegsies un no kolbas pēkšņi izkritīs sodrēji. Nātrijs iespaidīgi gruzd ar dzeltenīgu liesmu, un uz ķīmiskās tvertnes sieniņām parādās sāls kristāli. Skolēniem būs interesanti uzzināt, ka, būdams vēl jauns ķīmiķis, N. N. Semenovs (vēlākais laureāts) Nobela prēmija), veicot šādu eksperimentu, savāca sāli no kolbas sieniņām un, uzkaisīja to uz maizes, ēda. Ķīmija izrādījās pareiza un zinātnieku nepievīla. Ķīmiķa veiktā eksperimenta rezultātā patiesībā izrādījās parastais galda sāls!
To aprakstīja zviedru ķīmiķa Šēle "Traktātā par pirolusītu". Zinātnieks sildīja minerālu pirolūzītu ar sālsskābi un pamanīja ūdeņiem raksturīgu smaržu. Pēc tam viņš savāca dzeltenzaļo gāzi, kas izdala šo smaku, un sāka pētīt tās mijiedarbību ar dažādām vielām. Ķīmiķis bija pirmais, kurš atklāja hlora balinošās īpašības un vērsa uzmanību uz hlora ietekmi uz zeltu un cinobru. Elementa nosaukumu deva zinātnieks Deivijs, ilgu laiku nodarbojas ar indīgo gāzu izpēti.
Hlora vispārīgās īpašības
Hlors ir halogēns, spēcīgs oksidētājs, ārkārtīgi indīga gāze un būtisks ķīmiskās rūpniecības produkts. Tās ir izejvielas pesticīdu, plastmasas, mākslīgo šķiedru, gumijas, medikamentu un krāsvielu ražošanai. Šī ir viela, ar kuru iegūst silīciju, titānu, fluoroplastu un glicerīnu. Hloru izmanto audumu balināšanai un dzeramā ūdens attīrīšanai.
Normālos apstākļos hlors ir smaga dzeltenzaļa gāze ar raksturīgu smaržu. Atomu masa - 35,453, molekulmasa - 70,906. Viens litrs hlora gāzveida stāvoklī normālos apstākļos sver 3,214 g Ja hloru atdzesē līdz -34,05 °C, gāze kondensējas dzeltens šķidrums, un -101,6 °C temperatūrā sacietē.
Apstākļos augsts asinsspiediens Hlors pārvēršas šķidrumā pat augstākā temperatūrā. Šī gāze ir ļoti aktīva: tā apvienojas gandrīz ar katru elementu. Šī iemesla dēļ hlors dabā sastopams tikai savienojumu veidā. Hlors ir atrodams tādos minerālos kā halīts, silvinīts, bišofīts, karnalīts un kainīts. Tieši šie minerāli ir “vainojami” pie tā, ka zemes garozā ir 0,17% hlora. Krāsainajā metalurģijā svarīgi ir salīdzinoši reti hloru saturoši minerāli, piemēram, ragu sudrabs.
Šķidrais hlors ir viens no spēcīgākajiem elektrovadītspējas izolatoriem: viela vada strāvu sliktāk nekā destilēts ūdens, gandrīz miljardu reižu un tūkstoš reižu sliktāk nekā sudrabs. Skaņas ātrums hlorā ir 1,5 reizes mazāks nekā gaisā.
Šobrīd zinātne zina 9 hlora izotopus, bet dabā ir sastopami tikai 2 - hlors-35 un hlors-37. Hlora-35 ir trīs reizes vairāk nekā hlora-37. Turklāt 7 no 9 izotopiem tika iegūti mākslīgi. Īslaicīgākā hlora-32 pussabrukšanas periods ir 0,306 sekundes, un visizturīgākais - hlors-36 - var “dzīvot” 310 tūkstošus gadu.
Šķidrais hlors noslēgtā traukā
Hlora iegūšanas metodes
Hlora ražošanai ir nepieciešams daudz elektroenerģijas, lai sadalītu elementa dabiskos savienojumus. Galvenā izejviela hlora ražošanai ir parasta akmens sāls, lēts produkts, kas tiek patērēts lielos daudzumos (1 tonnas hlora iegūšanai nepieciešamas vismaz 1,7 tonnas sāls).
Vispirms sāli sasmalcina, pēc tam izšķīdina siltā ūdenī. Iegūtais šķīdums tiek sūknēts uz attīrīšanas cehu, kur tas tiek attīrīts no kalcija un magnija sāļu piemaisījumiem un pēc tam dzidrināts (nosēdināts). Tīrs koncentrēts šķīdums nātrija hlorīds nosūknēts uz elektrolīzes cehu. Mājās varat veikt neparastu eksperimentu, lai iegūtu hloru, lai veiktu nātrija hlorīda elektrolīzi.
Ir divi veidi tehnoloģiskā ražošana hlors: dzīvsudrabs un diafragma. Otrajā gadījumā katods ir perforēta dzelzs loksne, un elektrolizatora katoda un anoda telpas ir atdalītas ar azbesta diafragmu. Uz dzelzs katoda veidojas ūdeņraža jonu izlāde un ūdens šķīdums kaustiskā soda. Ja dzīvsudrabu izmanto kā katodu, uz tā tiek izvadīti nātrija joni un veidojas nātrija amalgama, ko pēc tam sadala ūdens. Veidojas ūdeņradis un kaustiskā soda. Šajā gadījumā atdalošā diafragma nav nepieciešama, sārmam ir augsta koncentrācija.
Hlora ražošana vienlaikus ir ūdeņraža un kaustiskā soda ražošana. Ūdeņradis tiek izvadīts pa metāla caurulēm, bet hlors caur keramiku vai stiklu. “Svaigs” hlors ir piesātināts ar ūdens tvaikiem, un tāpēc tam piemīt visagresīvākās īpašības. Hloru vispirms atdzesē ar ūdeni keramikas torņos no iekšpuses, pēc tam žāvē ar koncentrētu sērskābi - tas ir vienīgais hlora žāvēšanas līdzeklis, ar kuru elements nesadarbojas.
Sausais hlors ir mazāk agresīvs un neveicina metāla iznīcināšanu. Gatavā hlora transportēšana tiek veikta šķidrā veidā cilindros zem spiediena līdz 10 atm vai dzelzceļa cisternās. Lai saspiestu un sūknētu hloru, rūpnīcās tiek izmantoti sūkņi ar sērskābi, kas darbojas gan kā smērviela, gan kā darba šķidrums.
Veca iekārta hlora ražošanai
Mijiedarbība ar ūdeni
Hlors izšķīst ūdenī: 20 °C temperatūrā vienā tilpumā ūdens izšķīst 2,3 tilpumi hlora. Sākotnēji ir hlora ūdens šķīdums dzeltens, bet, ja to ilgstoši tur gaismā, tas pamazām nokrāso. Tas izskaidrojams ar to, ka izšķīdušais hlors daļēji reaģē ar ūdeni, veidojot sālsskābes un hipohlorskābes. Hlora šķīdums ūdenī pakāpeniski pārvēršas par sālsskābes šķīdumu, jo hipohlorskābe ir nestabila un pakāpeniski sadalās par hlorūdeņradi un skābekli.
Zemā temperatūrā hlors un ūdens reaģē un veido kristālisku hidrātu ar neparastu sastāvu. Tie ir zaļi dzelteni kristāli, stabili tikai temperatūrā, kas zemāka par 10 °C. Tie veidojas, kad hlors tiek izvadīts caur ledus ūdeni. Ledus kristāliskajā režģī ūdens molekulas var sakārtoties tā, ka starp tām veidojas regulāri izvietoti tukšumi. Kubiskā vienības šūna satur 46 ūdens molekulas, starp kurām ir 8 mikroskopiski tukšumi. Tajos nosēžas hlora molekulas.
| Hlors | |
|---|---|
| Atomu skaits | 17 |
| Izskats vienkārša viela | Gāze ir dzeltenzaļā krāsā ar asu smaku. Indīgs. |
| Atoma īpašības | |
| Atomu masa (molārā masa) |
35,4527 amu (g/mol) |
| Atomu rādiuss | 22:00 |
| Jonizācijas enerģija (pirmais elektrons) |
1254.9(13.01) kJ/mol (eV) |
| Elektroniskā konfigurācija | 3s 2 3p 5 |
| Ķīmiskās īpašības | |
| Kovalentais rādiuss | 99 vakarā |
| Jonu rādiuss | (+7e)27 (-1e)181 pm |
| Elektronegativitāte (pēc Paulinga vārdiem) |
3.16 |
| Elektrodu potenciāls | 0 |
| Oksidācijas stāvokļi | 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1 |
| Vienkāršas vielas termodinamiskās īpašības | |
| Blīvums | (pie –33,6 °C)1,56 g/cm³ |
| Molārā siltuma jauda | 21,838 J/(K mol) |
| Siltumvadītspēja | 0,009 W/(·K) |
| Kušanas temperatūra | 172.2 |
| Kušanas siltums | 6,41 kJ/mol |
| Vārīšanās temperatūra | 238.6 |
| Iztvaikošanas siltums | 20,41 kJ/mol |
| Molārais tilpums | 18,7 cm³/mol |
| Vienkāršas vielas kristāla režģis | |
| Režģa struktūra | ortorombisks |
| Režģa parametri | a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å |
| c/a attiecība | — |
| Debye temperatūra | n/a K |
Hlors (χλωρός - zaļš) - septītās grupas galvenās apakšgrupas elements, periodiskās tabulas trešais periods ķīmiskie elementi, ar atomskaitli 17.
Elements HLORS ir attēlots ar simbolu Cl(lat. Hlors). Ķīmiski aktīvs nemetāls. Tas ir daļa no halogēnu grupas (sākotnēji nosaukumu “halogēns” vācu ķīmiķis Šveigers lietoja hloram [burtiski “halogēns” tiek tulkots kā sāls), taču tas nepiekrita un vēlāk kļuva izplatīts VII grupai. elementu, kas ietver hloru).
Vienkārša viela hlors(CAS numurs: 7782-50-5) normālos apstākļos ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaku. Hlora molekula ir diatomiska (formula Cl 2).
Hlora atklāšanas vēsture
Hlora atomu diagramma
Hloru 1772. gadā pirmo reizi ieguva Šēle, kurš savā traktātā par pirolusītu aprakstīja tā izdalīšanos piroluzīta mijiedarbības laikā ar sālsskābi:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Šēle atzīmēja hlora smaržu, kas ir līdzīga ūdens regijas smaržai, tā spēju reaģēt ar zeltu un cinobru, kā arī balināšanas īpašības.
Šēle saskaņā ar flogistona teoriju, kas tajā laikā dominēja ķīmijā, ierosināja, ka hlors ir deflogistisks. sālsskābe, tas ir, sālsskābes oksīds. Bertolē un Lavuazjē ierosināja, ka hlors ir elementa oksīds Mūrija tomēr mēģinājumi to izolēt palika neveiksmīgi līdz Deivija darbam, kuram izdevās elektrolīzes ceļā sadalīt galda sāli nātrijs Un hlors.
Izplatība dabā
Dabā ir sastopami divi hlora izotopi: 35 Cl un 37 Cl. Zemes garozā hlors ir visizplatītākais halogēns. Hlors ir ļoti aktīvs - tas tieši savienojas ar gandrīz visiem periodiskās tabulas elementiem.
Dabā tas sastopams tikai savienojumu veidā minerālos: halīts NaCI, silvīts KCl, silvinīts KCl NaCl, bišofīts MgCl 2 6H2O, karnalīts KCl MgCl 2 6H 2 O, kainīts KCl MgSO 4 3H 2 O vislielākais. hlora rezerves ir jūru un okeānu sāļos.
Hlors veido 0,025% no kopējā atomu skaita zemes garozā, klarka hlora skaits ir 0,19% un cilvēka ķermenis satur 0,25 % hlora jonu. Cilvēku un dzīvnieku organismā hlors galvenokārt atrodams starpšūnu šķidrumos (tostarp asinīs) un spēlēs. svarīga loma osmotisko procesu regulēšanā, kā arī procesos, kas saistīti ar nervu šūnu darbu.
Izotopu sastāvs
Dabā ir sastopami 2 stabili hlora izotopi: c masas skaitlis 35 un 37. To satura proporcijas ir attiecīgi 75,78% un 24,22%.
| Izotops | Relatīvā masa, a.m.u. | Pus dzīve | Sabrukšanas veids | Kodolenerģija |
|---|---|---|---|---|
| 35 Cl | 34.968852721 | Stabils | — | 3/2 |
| 36 Cl | 35.9683069 | 301 000 gadi | β-sabrukšana 36 Ar | 0 |
| 37 Cl | 36.96590262 | Stabils | — | 3/2 |
| 38 Cl | 37.9680106 | 37,2 minūtes | β sabrukšana 38 Ar | 2 |
| 39 Cl | 38.968009 | 55,6 minūtes | β samazināšanās līdz 39 Ar | 3/2 |
| 40Cl | 39.97042 | 1,38 minūtes | β sabrukšana 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 s | β sabrukšana 41 Ar | |
| 42 Cl | 41.9732 | 46,8 s | β sabrukšana 42 Ar | |
| 43 Cl | 42.9742 | 3,3 s | β-sabrukšana 43 Ar |
Fizikālās un fizikāli ķīmiskās īpašības
Normālos apstākļos hlors ir dzeltenzaļa gāze ar smacējošu smaku. Daži no viņa fizikālās īpašības ir parādīti tabulā.
| Īpašums | Nozīme |
|---|---|
| Vārīšanās temperatūra | -34 °C |
| Kušanas temperatūra | -101 °C |
| Sadalīšanās temperatūra (disociācija atomos) |
~1400°С |
| Blīvums (gāze, n.s.) | 3,214 g/l |
| Atoma elektronu afinitāte | 3,65 eV |
| Pirmā jonizācijas enerģija | 12,97 eV |
| Siltuma jauda (298 K, gāze) | 34,94 (J/mol K) |
| Kritiskā temperatūra | 144 °C |
| Kritiskais spiediens | 76 atm |
| Standarta veidošanās entalpija (298 K, gāze) | 0 (kJ/mol) |
| Standarta veidošanās entropija (298 K, gāze) | 222,9 (J/mol K) |
| Kušanas entalpija | 6,406 (kJ/mol) |
| Vārīšanās entalpija | 20,41 (kJ/mol) |
Atdzesējot, hlors aptuveni 239 K temperatūrā pārvēršas šķidrumā, un tad zem 113 K tas kristalizējas ortorombiskā režģī ar kosmosa grupu. Cmca un parametri a=6,29 b=4,50, c=8,21. Zem 100 K kristāliskā hlora ortorombiskā modifikācija kļūst tetragonāla, kosmosa grupa P4 2/ncm un režģa parametri a=8,56 un c=6,12.
Šķīdība
Hlora molekulas disociācijas pakāpe Cl 2 → 2Cl. Pie 1000 K tas ir 2,07*10 -4%, bet pie 2500 K tas ir 0,909%.
Smaržas uztveres slieksnis gaisā ir 0,003 (mg/l).
CAS reģistrā - numurs 7782-50-5.
Elektrovadītspējas ziņā šķidrais hlors ir viens no spēcīgākajiem izolatoriem: tas vada strāvu gandrīz miljardu reižu sliktāk nekā destilēts ūdens un 10 22 reizes sliktāk nekā sudrabs. Skaņas ātrums hlorā ir aptuveni pusotru reizi mazāks nekā gaisā.
Ķīmiskās īpašības
Elektronu čaulas uzbūve
Hlora atoma valences līmenis satur 1 nepāra elektronu: 1S² 2S² 2p 6 3S² 3p 5, tāpēc hlora atoma valence 1 ir ļoti stabila. Sakarā ar to, ka hlora atomā ir neaizņemta d-apakšlīmeņa orbitāle, hlora atomam var būt citas valences. Atoma ierosināto stāvokļu veidošanās shēma:
Ir zināmi arī hlora savienojumi, kuros hlora atomam formāli ir 4 un 6 valence, piemēram, ClO 2 un Cl 2 O 6. Tomēr šie savienojumi ir radikāļi, kas nozīmē, ka tiem ir viens nepāra elektrons.
Mijiedarbība ar metāliem
Hlors tieši reaģē ar gandrīz visiem metāliem (ar dažiem tikai mitruma klātbūtnē vai karsējot):
Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3
Mijiedarbība ar nemetāliem
Gaismā vai sildot, tas aktīvi (dažreiz ar sprādzienu) reaģē ar ūdeņradi saskaņā ar radikālu mehānismu. Hlora un ūdeņraža maisījumi, kas satur no 5,8 līdz 88,3% ūdeņraža, pēc apstarošanas eksplodē, veidojot hlorūdeņradi. Hlora un ūdeņraža maisījums nelielā koncentrācijā deg ar bezkrāsainu vai dzeltenzaļu liesmu. Maksimālā ūdeņraža-hlora liesmas temperatūra 2200 °C:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (piem.) → 2ClF 3
Citas īpašības
Cl 2 + CO → COCl 2Izšķīdinot ūdenī vai sārmos, hlors dismutējas, veidojot hipohloru (un karsējot – perhlorskābi) un sālsskābi vai to sāļus:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Hlora oksidējošās īpašības
Cl 2 + H 2 S → 2 HCl + SReakcijas ar organiskām vielām
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClPiestiprinās pie nepiesātinātiem savienojumiem, izmantojot vairākas saites:
CH2 =CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl
Aromātiskie savienojumi ūdeņraža atomu aizvieto ar hloru katalizatoru (piemēram, AlCl 3 vai FeCl 3) klātbūtnē:
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Iegūšanas metodes
Rūpnieciskās metodes
Sākotnēji rūpnieciskā hlora ražošanas metode balstījās uz Šēles metodi, tas ir, piroluzīta reakciju ar sālsskābi:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
1867. gadā Dīkons izstrādāja metodi hlora iegūšanai, katalītiski oksidējot hlorūdeņradi ar atmosfēras skābekli. Pašlaik Deacon process tiek izmantots, lai atgūtu hloru no hlorūdeņraža, kas ir organisko savienojumu rūpnieciskās hlorēšanas blakusprodukts.
4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2
Mūsdienās hloru ražo rūpnieciskā mērogā kopā ar nātrija hidroksīdu un ūdeņradi, izmantojot galda sāls šķīduma elektrolīzi:
2NaCl + 2H 2O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anods: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Katods: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Tā kā ūdens elektrolīze notiek paralēli nātrija hlorīda elektrolīzei, kopējo vienādojumu var izteikt šādi:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Tiek izmantoti trīs hlora iegūšanas elektroķīmiskās metodes varianti. Divas no tām ir elektrolīze ar cieto katodu: diafragmas un membrānas metodes, trešā ir elektrolīze ar šķidrā dzīvsudraba katodu (dzīvsudraba ražošanas metode). No elektroķīmiskās ražošanas metodēm vienkāršākā un ērtākā metode ir elektrolīze ar dzīvsudraba katodu, taču šī metode rada būtisku kaitējumu vide metāliskā dzīvsudraba iztvaikošanas un noplūdes rezultātā.
Diafragmas metode ar cieto katodu
Elektrolīzera dobums ir sadalīts ar porainu azbesta starpsienu - diafragmu - katoda un anoda telpās, kur attiecīgi atrodas elektrolizatora katods un anods. Tāpēc šādu elektrolizatoru bieži sauc par diafragmu, un ražošanas metode ir diafragmas elektrolīze. Piesātināta anolīta (NaCl šķīduma) plūsma nepārtraukti ieplūst diafragmas elektrolizatora anoda telpā. Elektroķīmiskā procesa rezultātā pie anoda, sadaloties halītam, izdalās hlors, un, sadaloties ūdenim, pie katoda izdalās ūdeņradis. Šajā gadījumā gandrīz katoda zona ir bagātināta ar nātrija hidroksīdu.
Membrānas metode ar cieto katodu
Membrānas metode būtībā ir līdzīga diafragmas metodei, bet anoda un katoda telpas atdala katjonu apmaiņas polimēra membrāna. Membrānas ražošanas metode ir efektīvāka nekā diafragmas metode, taču to ir grūtāk izmantot.
Dzīvsudraba metode ar šķidro katodu
Process tiek veikts elektrolītiskā vannā, kas sastāv no elektrolizatora, sadalītāja un dzīvsudraba sūkņa, kas savienoti ar komunikācijām. Elektrolītiskajā vannā dzīvsudrabs cirkulē dzīvsudraba sūkņa iedarbībā, izejot caur elektrolizatoru un sadalītāju. Elektrolīzera katods ir dzīvsudraba plūsma. Anodi - grafīts vai zemu nodilumu. Kopā ar dzīvsudrabu caur elektrolizatoru nepārtraukti plūst anolīta, nātrija hlorīda šķīduma, plūsma. Hlorīda elektroķīmiskās sadalīšanās rezultātā pie anoda veidojas hlora molekulas, pie katoda izdalītais nātrijs izšķīst dzīvsudrabā, veidojot amalgamu.
Laboratorijas metodes
Laboratorijās hloru parasti ražo, izmantojot procesus, kuru pamatā ir hlorūdeņraža oksidēšana ar spēcīgiem oksidētājiem (piemēram, mangāna (IV) oksīds, kālija permanganāts, kālija dihromāts):
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2O K 2Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Hlora uzglabāšana
Izgatavotais hlors tiek uzglabāts īpašās “tvertnēs” vai iesūknēts augstspiediena tērauda cilindros. Cilindriem ar šķidru hloru zem spiediena ir īpaša krāsa - purva krāsa. Jāņem vērā, ka, ilgstoši lietojot hlora balonus, tajos uzkrājas ārkārtīgi sprādzienbīstams slāpekļa trihlorīds, un tāpēc ik pa laikam hlora baloniem jāveic kārtējā mazgāšana un slāpekļa hlorīda tīrīšana.
Hlora kvalitātes standarti
Saskaņā ar GOST 6718-93 “Šķidrais hlors. Specifikācijas» tiek ražotas šādas hlora kategorijas
Pieteikums
Hloru izmanto daudzās nozarēs, zinātnē un mājsaimniecības vajadzībām:
Galvenā balinātāju sastāvdaļa ir hlora ūdens.
- Ražošanā polivinilhlorīds, plastmasas savienojumi, sintētiskā kaučuka, no kā izgatavo: stiepļu izolāciju, logu profilus, iepakojuma materiālus, apģērbu un apavus, linoleju un plates, lakas, iekārtas un putuplastu, rotaļlietas, instrumentu detaļas, būvmateriālus. Polivinilhlorīdu iegūst, polimerizējot vinilhlorīdu, ko mūsdienās visbiežāk ražo no etilēna ar hlora līdzsvarotu metodi, izmantojot starpproduktu 1,2-dihloretānu.
- Hlora balinošās īpašības ir zināmas jau sen, lai gan “balina” nevis pats hlors, bet gan atomu skābeklis, kas veidojas hipohlorskābes sadalīšanās laikā: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Šī audumu, papīra, kartona balināšanas metode ir izmantota jau vairākus gadsimtus.
- Hlororganisko insekticīdu ražošana - vielas, kas iznīcina kultūraugiem kaitīgos kukaiņus, bet ir drošas augiem. Ievērojama daļa saražotā hlora tiek patērēta augu aizsardzības līdzekļu iegūšanai. Viens no svarīgākajiem insekticīdiem ir heksahlorcikloheksāns (bieži saukts par heksahlorānu). Šo vielu 1825. gadā pirmo reizi sintezēja Faradejs, bet praktisku pielietojumu tā atrada tikai vairāk nekā 100 gadus vēlāk - mūsu gadsimta 30. gados.
- To izmantoja kā ķīmisko kaujas līdzekli, kā arī citu ķīmisko kaujas līdzekļu ražošanai: krāna ūdeni, taču tie nevar piedāvāt alternatīvu hlora savienojumu dezinficējošajai pēcdarbībai. Materiāli, no kuriem tiek izgatavotas ūdens caurules, atšķirīgi mijiedarbojas ar hlorētu krāna ūdeni. Brīvs hlors iekšā krāna ūdens ievērojami samazina cauruļvadu kalpošanas laiku uz poliolefīnu bāzes: polietilēna caurules dažādi veidi, tostarp šķērssaistīts polietilēns, kas pazīstams kā PEX (PE-X). ASV, lai kontrolētu no polimērmateriāliem izgatavotu cauruļvadu ievadīšanu ūdens apgādes sistēmās ar hlorētu ūdeni, tās bija spiestas pieņemt 3 standartus: ASTM F2023 attiecībā uz šķērssaistītām polietilēna (PEX) caurulēm un karstu hlorētu ūdeni, ASTM F2263 attiecībā uz visām polietilēna caurulēm un hlorētu ūdeni, un ASTM F2330, kas attiecas uz daudzslāņu (metāla polimēru) caurulēm un karstu hlorētu ūdeni. Pozitīva reakcija noturības ziņā tie, mijiedarbojoties ar hlorētu ūdeni, demonstrē vara degšanu (zarnās. Hlora uzsūkšanās un izvadīšana ir cieši saistīta ar nātrija joniem un bikarbonātiem, mazākā mērā ar mineralokortikoīdiem un Na + /K + - ATPāzes aktivitāti. 10–15% hlora uzkrājas šūnās, no 1/3 līdz 1/2 - eritrocītos. Apmēram 85% hlora atrodas ārpusšūnu telpā, galvenokārt ar urīnu %), izkārnījumos (4-8%) un caur ādu (līdz 2%) Hlora izdalīšanās ir saistīta ar nātrija un kālija joniem, un abpusēji ar HCO 3 - (skābju-bāzes līdzsvars).
Cilvēks patērē 5-10 g NaCl dienā. Cilvēka minimālā nepieciešamība pēc hlora ir aptuveni 800 mg dienā. Nepieciešamo hlora daudzumu mazulis saņem ar mātes pienu, kas satur 11 mmol/l hlora. NaCl ir nepieciešams sālsskābes ražošanai kuņģī, kas veicina gremošanu un iznīcina patogēnās baktērijas. Pašlaik hlora līdzdalība notikumā individuālas slimības lietošana cilvēkiem nav pietiekami pētīta, galvenokārt nelielā pētījumu skaita dēļ. Pietiek pateikt, ka nav izstrādāti pat ieteikumi par hlora ikdienas devu. Muskuļi cilvēks satur 0,20-0,52% hlora, kauls - 0,09%; asinīs - 2,89 g/l. Vidusmēra cilvēka organismā (ķermeņa svars 70 kg) ir 95 g hlora. Katru dienu cilvēks ar pārtiku saņem 3-6 g hlora, kas vairāk nekā sedz šī elementa nepieciešamību.
Hlora joni ir vitāli svarīgi augiem. Hlors ir iesaistīts enerģijas metabolismā augos, aktivizējot oksidatīvo fosforilāciju. Tas ir nepieciešams skābekļa veidošanai fotosintēzes laikā ar izolētiem hloroplastiem un stimulē fotosintēzes palīgprocesus, galvenokārt tos, kas saistīti ar enerģijas uzkrāšanos. Hloram ir pozitīva ietekme uz skābekļa, kālija, kalcija un magnija savienojumu uzsūkšanos ar saknēm. Augos var būt pārmērīga hlora jonu koncentrācija negatīvā puse Piemēram, samazina hlorofila saturu, samazina fotosintēzes aktivitāti un aizkavē augu augšanu un attīstību. Bet ir augi, kas evolūcijas procesā vai nu pielāgojās augsnes sāļumam, vai arī, cīnoties par vietu, ieņēma tukšus sāļu purvus, kur nav konkurences. Augus, kas aug sāļās augsnēs, sauc par halofītiem, tie augšanas sezonas laikā uzkrāj hlorīdus un pēc tam atbrīvojas no pārpalikuma ar lapu krišanu vai izdala hlorīdus uz lapu un zaru virsmas un saņem dubultu labumu, aizēnot virsmas no saules gaismas. Krievijā halofīti aug uz sāls kupoliem, sāls atsegumiem un sāļu ieplakām ap Baskunčakas un Eltonas sālsezeru.
No mikroorganismiem ir zināmi arī halofīli - halobaktērijas, kas dzīvo ļoti sāļos ūdeņos vai augsnēs.
Darbības iezīmes un piesardzības pasākumi
Hlors ir toksiska, asfiksējoša gāze, kas, nonākot plaušās, izraisa apdegumus. plaušu audi, nosmakšana. Kairinoša iedarbība uz Elpceļi iedarbojas, ja koncentrācija gaisā ir aptuveni 0,006 mg/l (t.i., divreiz lielāka par hlora smakas uztveres slieksni). Hlors bija viens no pirmajiem ķīmiskajiem aģentiem, ko Vācija izmantoja Pirmā pasaules kara laikā. pasaules karš. Strādājot ar hloru, jālieto aizsargapģērbs, gāzmaska un cimdi. Ieslēgts īsu laiku Jūs varat pasargāt savus elpošanas orgānus no hlora iekļūšanas tajos ar auduma saiti, kas samitrināta nātrija sulfīta Na 2 SO 3 vai nātrija tiosulfāta Na 2 S 2 O 3 šķīdumā.
Hlora MPC atmosfēras gaissšādi: vidēji dienā - 0,03 mg/m³; maksimālā vienreizēja deva - 0,1 mg/m³; darba zonās rūpniecības uzņēmums— 1 mg/m³.
Papildus informācija
Hlora ražošana Krievijā
Zelta hlorīds
Hlora ūdens
Balināšanas pulveris
Atjaunojiet pirmo bāzes hlorīdu
Reize otrās bāzes hlorīdsHlora savienojumi
Hipohlorīti
Perhlorāti
Skābes hlorīdi
Hlorāti
Hlorīdi
Hlororganiskie savienojumiAnalizēts
— Izmantojot ESR-10101 atsauces elektrodus, kas analizē Cl- un K+ saturu.
1774. gadā Zviedrijas ķīmiķis Karls Šēle pirmo reizi ieguva hloru, taču tika uzskatīts, ka tas nav atsevišķs elements, bet gan sālsskābes veids (kalorizators). gadā tika iegūts elementārais hlors XIX sākums gadsimtā G. Davy, kurš elektrolīzes ceļā sadalīja galda sāli hlorā un nātrijs.
Hlors (no grieķu χλωρός — zaļš) ir ķīmisko elementu periodiskās tabulas XVII grupas elements D.I. Mendeļejevam ir atomu skaits 17 un atomu masa 35,452. Pieņemtais apzīmējums Cl (no latīņu valodas Hlors).
Atrodoties dabā
Hlors ir visizplatītākais halogēns zemes garozā, visbiežāk divu izotopu veidā. Ķīmiskās aktivitātes dēļ tas ir atrodams tikai daudzu minerālvielu savienojumu veidā.
Hlors ir indīga dzeltenzaļa gāze, kurai ir asa iedarbība slikta smaka un saldenu garšu. Tieši hloru pēc tā atklāšanas tika ierosināts saukt halogēns, tas ir iekļauts tāda paša nosaukuma grupā kā viens no ķīmiski aktīvākajiem nemetāliem.
Ikdienas hlora nepieciešamība
Normāls pieaugušais vesels cilvēks dienā jāsaņem 4-6 g hlora, nepieciešamība pēc tā palielinās līdz ar aktīvām fiziskām aktivitātēm vai karstam laikam (ar pastiprinātu svīšanu). Parasti dienas norma organisms saņem no pārtikas ar sabalansētu uzturu.
Galvenais hlora piegādātājs organismam ir galda sāls – īpaši, ja tas nav termiski apstrādāts, tāpēc gatavus ēdienus labāk sālīt. Satur arī hloru, jūras veltes, gaļu un, un.
Mijiedarbība ar citiem
Organisma skābju-bāzes un ūdens līdzsvaru regulē hlors.
Hlora trūkuma pazīmes
Hlora trūkumu izraisa procesi, kas izraisa ķermeņa dehidratāciju - spēcīga svīšana karstumā vai fiziskas slodzes laikā, vemšana, caureja un dažas urīnceļu sistēmas slimības. Hlora deficīta pazīmes ir letarģija un miegainība, muskuļu vājums, acīmredzama sausa mute, vājums. garšas sajūtas, apetītes trūkums.
Pārmērīga hlora pazīmes
Pazīmes par pārmērīgu hlora daudzumu organismā ir: palielināts asinsspiediens, sauss klepus, sāpes galvā un krūtīs, sāpes acīs, asarošana, darbības traucējumi kuņģa-zarnu trakta. Parasti hlora pārpalikumu var izraisīt tā patēriņš parasts ūdens no krāna, kas tiek dezinficēts ar hloru un rodas starp darbiniekiem tajās nozarēs, kuras ir tieši saistītas ar hlora izmantošanu.
Hlors cilvēka organismā:
- regulē ūdens un skābju-bāzes līdzsvaru,
- osmoregulācijas procesā izvada no organisma šķidrumu un sāļus,
- stimulē normālu gremošanu,
- normalizē sarkano asins šūnu stāvokli,
- attīra aknas no taukiem.
Hloru galvenokārt izmanto ķīmiskajā rūpniecībā, kur no tā ražo polivinilhlorīdu, putupolistirolu, iepakojuma materiālus, kā arī ķīmiskās kaujas vielas un augu mēslojumu. Dzeramā ūdens dezinfekcija ar hloru ir praktiski vienīgā pieejamā veidāūdens attīrīšana.
