Hlora: raksturīga ķīmiskās un fizikālās īpašības

Dabā hlors ir atrodams gāzveida stāvoklī, un tikai tad, kas ir savienojumu ar citām gāzēm. Apstākļos tuvu normāli, tā ir toksiska kodīgs gāzes zaļganā krāsā. Tā ir lielāka nozīme nekā gaisā. Tā ir salda smarža. hlora molekula sastāv no diviem atomiem. Jo miera stāvoklī nedeg, bet pie augstām temperatūrām iesaistās ar ūdeņradi, pēc kura sprādziena risku. Tā rezultātā, gāze izdalās fosgēns. Ļoti toksisks. Tādējādi, pat zemā koncentrācijā gaisā (0,001 mg uz 1 dm ³⁾ var izraisīt nāvi. Par nonmetal hlora valstu galvenā pazīme, ka tas ir smagāks par gaisu, un līdz ar to vienmēr būs pie grīdas formā dzeltenbrūns zaļā nokausēt.

vēstures fakti

Pirmo reizi praksē šis materiāls tika iegūts 1774 K. Shelee g., Apvienojot sālsskābi un piroluzīta. Tomēr tikai 1810. gadā P. Davy varēja raksturot hlora un noteikt, ka tā ir atsevišķs ķīmiskais elements.

Jāatzīmē, ka 1772. gadā, Dzhozef Pristli varēja iegūt hlorūdeņradi - hlora savienojumu ar ūdeņradi, tomēr, lai atdalītu šos divus elementus ķīmiķis nevarēja.

Ķīmiskais raksturojums no hlora

Hlor - periodiskās tabulas grupas ķīmiskais elements kodols grupa VII. To uzglabā trešajā periodā, un ir kārtas numuru 17 (17 protonus kodolā). Reaktīvā nonmetal. Apzīmē burti Cl.

Tas ir tipisks pārstāvis halogēniem. Šī gāze bez krāsas, bet ir asu, kodīgu smaku. Parasti toksisks. Visi halogēni ir labi atšķaidīts ar ūdeni. Pēc saskares ar mitru gaisu sāk smēķēt.

Ārējā elektronu konfigurācija 3s2Zr5 Cl atoms. Līdz ar to, ka savienojumus ar ķīmisko elementu eksponātu oksidācijas līmenis ir -1, +1, +3, +4, +5, +6 un +7. Kovalentā rādiuss atoma 0,96Å, jonu rādiuss Cl- 1,83 Å, atoms elektronu afinitāte no 3,65 eV, 12.87 eV Jonizācijas līmenī.

Kā minēts iepriekš, hlors ir diezgan aktīvs nonmetal kas ļauj izveidot savienojumu ar gandrīz visiem metāliem (Atsevišķos gadījumos, izmantojot siltuma vai ar mitruma izspiežot brom) un nonmetals. Pulverveida tas reaģē tikai ar metāliem pie augstām temperatūrām.

Maksimālais sadegšanas temperatūra - 2250 ° C. Tā kā skābekli, ir spējīga izveidot oksīdi, hipohlorīti, hlorīti un hlorātus. Visi savienojumi, kas satur skābekli, ir sprādzienbīstami mijiedarbībā ar oksidējošās vielas. Jāatzīmē, ka hlora oksīdi var patvaļīgi eksplodēt kamēr hlorāti eksplodēt tikai tad, ja pakļauti jebkādām iniciatoriem.

Raksturīga hlora stāvokļa periodiskās sistēmas:

• vienkāršu vielu;
• septiņpadsmitais grupa no periodiskās tabulas elements;
• trešais termiņš trešajā rindā;
• septītais grupa galvenais grupa;
• atomu skaits 17;
• apzīmē Cl simbolu;
• reaģējošs nonmetal;
• ir halogēna grupa;
• apstākļos tuvu normāli, tā ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaržu;
• hlora atoms molekula ir 2 (formula Cl _2).

Fizikālās īpašības hlors:

• viršanas: -34,04 ° C;
• Melting point: -101,5 ° C;
• blīvums gāzveida stāvoklī - 3, 214 g / l;
• blīvums šķidrā hlora (vārīšanās periods) - 1.537 g / cm ^3;
• blīvums cietā hlora - 1,9 g / cm ^3;
• īpašs tilpums - 1,745 x 10 ^-3 L / g.

Hlors: raksturīgās temperatūras izmaiņas

Gāzveida stāvoklī, ir spēja viegli sašķidrināto. Pie spiediena 8 atmosfēras un temperatūras 20 ° C, tas parādās kā dzeltenzaļas šķidrums. Tas ir ļoti augsts kodīgas īpašības. Kā rāda prakse, šis ķīmiskais elements var uzturēt šķidro stāvokli līdz kritisko temperatūru (143 ° C), ar nosacījumu, ka spiediena pieaugumu.

Ja tas tiek atdzesēts līdz temperatūrai -32 ° C, tas maina savu fizisko stāvokli uz šķidrumu, neatkarīgi no atmosfēras spiediena. Uz turpmāk pazemināt temperatūru kristalizācijas notiek (eksponents -101 ° C).

Hlors dabā

Hlora zemes garozas un satur tikai 0,017%. Lielākā ir vulkāniskās gāzes. Kā norādīts iepriekš, materiāls ir lielāka ķīmisko aktivitāti, tāpēc, protams, notiek ar citiem elementiem savienojumiem. Kur daudzās minerālvielu satur hloru. raksturīgs elements ļauj veidošanos apmēram simts dažādu minerālu. Raksturīgi, ka šī metāla hlorīdi.

Arī liels daudzums ir okeāniem - gandrīz 2%. Tas ir saistīts ar faktu, ka hlorīdus aktīvi izšķīdinātu un izplatījās ar palīdzību upju un jūru. Apgrieztās process. Hlors mazgāti atpakaļ uz krastu, un tad vējš nes viņam pa apkārtni. Tāpēc augstākā koncentrācija novērota piekrastes zonās. Neauglīgās teritorijās visā pasaulē pirms mums gāzi veidojas iztvaikojot ūdenim, kurā tiek rādītas tā sāls. Katru gadu pasaulē saražo apmēram 100 miljoni tonnas šīs vielas. Tas, tomēr, nav pārsteigums, jo ir daudzi lauki, kas satur hloru. Raksturīgs viņa, tomēr lielā mērā ir atkarīga tieši no tās ģeogrāfisko atrašanās vietu.

Metodes, kuri ražo hloru

Šodien ir vairākas metodes, kas ražo hloru, no kuriem visbiežāk ir sekojoši:

1. Membrānas. Tas ir vienkāršākais un lētāka. In diafragma elektrolīzi brine iekļūst anoda telpu. Tālāk, uz režģu katodu ieplūst atveri. Tā satur nelielu daudzumu polimēru šķiedru. Svarīga iezīme šīs ierīces ir pretplūsmas. Tas ir vērsts no anoda nodalījuma uz katoda, kas ļauj atsevišķi saņemt un hlora atoma šķidrumus.

2. membrāna. Visvairāk energoefektīvs, bet slozhnoosuschestvim organizācija. Līdzīgi diafragmu. Atšķirība ir tā, ka anoda un katoda telpa ir pilnīgi atdalīti ar membrānu. Līdz ar to, ka izejas rezultātus divās atsevišķās plūsmās.

Jāatzīmē, ka raksturošanai ķīmiskās vielas. elements (hlors), ko iegūst ar šīm metodēm būs atšķirīgs. More "tīrs", tiek uzskatīts par membrānu metodi.

3. dzīvsudrabs metode ar šķidro katoda. Salīdzinot ar citām tehnoloģijām, šī opcija ļauj saņemt visvairāk tīru hloru.

Shematisks uzstādīšanas veido šūnas un savstarpēji sūkni un amalgamas decomposer. Kā katoda tiek iesūknēts ar sūkņa dzīvsudraba sāls šķīdumā un anodu - oglekļa vai grafīta elektrodu. Princips uzstādīšanu ir šāds: elektrolīta izdalās no hlora, kas tiek atbrīvots no šūnas ar Anolītu. No pēdējās piemaisījums ir noņemts un hlora atliekas donasyschayut halītam un atkal atpakaļ uz elektrolīzi.

Prasības drošības un nerentablās ražošanas noveda pie nomaiņai cietā katoda šķidrums.

No hlora izmantošana rūpniecībā

hlora aktīvās īpašības ļauj to izmantot šajā nozarē. Ar šo ķīmisko elementu saņemt dažādu hlororganisko savienojumu (vinilhlorīda, hlor-gumijas, utt), narkotikas, dezinfekcijas līdzekļiem. Bet lielākais nišu aizņem šajā nozarē ir ražošanas sālsskābes un kaļķi.

Plaši izmanto metodes dzeramā ūdens attīrīšana. Līdz šim, mēģinot virzīties prom no šīs metodes, aizstājot to ar ozonēšana, jo mēs esam gatavi izskatīt vielu ir negatīva ietekme uz cilvēka ķermeni, arī hlorētais ūdens iznīcina cauruļvadus. To izraisa fakts, ka bez valsts Cl kaitīgo ietekmi uz caurulēm, kas izgatavoti no poliolefīnu. Tomēr lielākā daļa valstu dod priekšroku hlorēšanas metodi.

Arī hlora izmanto metalurģijā. Ar to, saņem vairākas reto metālu (niobija, tantala, titāna). Ķīmiskajā rūpniecībā aktīvi izmanto dažādas hlororganiskie savienojumi, lai apkarotu nezāles un citiem lauksaimniecības vajadzībām, un elements tiek izmantots kā balinātāju.

Sakarā ar to, ķīmiskās struktūras hlora iznīcina lielāko daļu organisko un neorganisko krāsvielas. Tas tiek panākts, izmantojot pilnīgu balināšanu. Šis rezultāts ir iespējama tikai tad, ja ūdens klātbūtne, par balināšanas procesā ir saistīts ar skābekļa atomi, kas ir izveidota, pēc kuru sabrukšanas hlora: Cl ₂ + H ₂ O → HCl + HClO → 2HCl + O. Šī metode ir atrasts pirms pieteikuma dažus gadsimtus un ir populārs un šajā dienā.

Ļoti populārs šīs vielas izmantošana par hlororganisko insekticīdu. Šie lauksaimniecības produkti nogalinātu kaitīgus organismus, atstājot neskarts augiem. Ievērojama daļa no kopējā saražotā hlora pasaulē iet uz izmantošanu lauksaimniecībā.

To lieto arī ražošanā gumijas un plastmasas savienojumu. Ar viņu palīdzību, izgatavots stiepļu izolāciju, kancelejas preces, datortehnika, sadzīves tehnikas apvalks, un tā tālāk. D. Pastāv viedoklis, ka gumijas iegūta šādā veidā, kaitējumu cilvēkiem, bet tas nav apstiprināts ar zinātni.

Jāatzīmē, ka hlora (pazīme jautājums tika atklāta sīki agrāk), un tā atvasinājumi, piemēram, sinepju gāze un fosgēns, ko izmanto militārām vajadzībām, par ķīmisko kaujas vielu.

Hlors kā spilgtu pārstāvi nemetālu

Nonmetals - vienkāršas vielas, kas ietver gāzes un šķidrumus. Vairumā gadījumu tie nevada elektrību sliktāk nekā metāliem un ir būtiskas atšķirības fizikāli mehāniskajām īpašībām. Ar augstu jonizācijas līmenī, kas spēj veidot kovalentu ķīmisko savienojumu. Šādu aprakstu piemēru nonmetal hlora tiks dota.

Kā jau minēts iepriekš, šis ķīmiskais elements ir gāze. Normālos apstākļos, tas ir pilnīgi prom īpašības, līdzīgas tām, metāliem. Bez ārējās palīdzības nedrīkst reaģēt ar skābekli, slāpekli, oglekļa un citi. Tās piemīt oksidētāja īpašības savienojumus ar vienkāršu un dažām sarežģītām vielām. Tas attiecas uz halogēniem, kas skaidri atspoguļojas tās ķīmiskās īpašības. The savienojumi ar pārējo halogēnu (broms, astats, joda), izspiež tos. Gāzveida hlors (no viņa pazīme - tiešs pierādījums) ir labi izšķīdis. Tas ir lielisks dezinfekcijas. Tikai nogalina dzīvo organismu, kas padara to neaizstājama lauksaimniecībā un medicīnā.

Izmanto kā inde

Raksturīgs hlora atoms ļauj to izmantot kā toksiska aģenta. Vācijas Gāzes pirmo reizi izmantots, ir 04/22/1915, Pirmā pasaules kara laikā, kā rezultātā gāja bojā aptuveni 15 tūkstoši. cilvēkam. Šobrīd, jo inde neattiecas.

Dosim īsu aprakstu ķīmiskā elementa kā aizrīšanās aģents. Tā ietekmē cilvēka organismā caur nosmakšanu. Ierīkot pirmo augšējo elpošanas ceļu iekaisumu un acu kairinājumu. Tas sākas ar klepu bouts elpas. Tālāk, iekļūst plaušās, gāze saēd plaušu audu, kas izraisa tūsku. Svarīgi! Hlors ir ātrs viela.

Atkarībā no koncentrācijas gaisā, simptomi var būt atšķirīgs. Pie zemām koncentrācijām cilvēka apsārtumu gļotādu, vieglas elpas trūkums. Saturs atmosfērā 1,5-2 g / m ³ izraisa smagumu un saviļņojošo krūtīs, asas sāpes augšējos elpceļos. Arī valsts var papildināt ar spēcīgu acu asarošana. Pēc 10-15 minūtēm istabu ar tādā koncentrācijā hlora notiek spēcīgu sadegšanas plaušas un nāvi. Kad blīvāki koncentrācija iespējama nāve dažu minūšu laikā no paralīzi augšējo elpošanas traktu.

Strādājot ar šo vielu, ir ieteicams lietot aizsargapģērbu, maska, cimdi.

Hlors dzīvē organismu un augu

Hlors ir daļa no gandrīz visiem dzīvajiem organismiem. Funkcija ir tā, ka tas var nebūt klāt tīrā veidā un formā savienojumu.

Dzīvnieku un cilvēku organismos hlora jonu uztur osmotisko vienlīdzību. To izraisa to, ka tie ir vispiemērotākais diapazonu iekļūšanu šūnu membrānu. Kopā ar kālija joniem Cl regulē ūdens un sāls līdzsvaru. Zarnās, hlora joni rada labvēlīgu vidi darbības proteolītiskie enzīmi no kuņģa sulas. Hlorīda kanāli tiek sniegta daudzās šūnās. Caur to starpšūnu šķidruma notiek un pH uztur šūnas. Aptuveni 85% no kopējā apjoma šā elementa organismā atrodas starpšūnu telpā. Izdalās ar urīnizvadkanālu. To ražo sievietes organismā procesā zīdīšanu.

Šajā attīstības stadijā, ir unikāli grūti pateikt tieši to, ko slimība izraisa Hlors un tā savienojumi. Tas ir saistīts ar to, ka nav pētījumu šajā jomā.

Arī, hlora joni ir klāt augu šūnās. Viņš ir aktīvi iesaistīts enerģijas metabolismā. Bez šī procesa fotosintēzes elements nav iespējama. Ar to saknēm aktīvi absorbēt nepieciešamās vielas. Tomēr liela hlora koncentrācija augos spēj iedarboties postoša ietekme (palēninot fotosintēzes procesu, apturēt attīstību un izaugsmi).

Tomēr ir pārstāvji floras, kas bija spējīgs "sadraudzēties", vai vismaz iztikt ar vienumu. Characteristic nonmetal (hlors) satur šādu punktu par spēju vielas, lai oksidētu augsnes. Jo attīstību augiem iepriekš minētajiem, ko sauc halophytes, solončaki aizņemts tukša, kurā bija tukšas, jo overabundance šā elementa. Tie absorbē hloru jonus, un pēc tam atbrīvojoties no tiem, izmantojot lapu krišanas.

Transports un uzglabāšana hlora

Ir vairāki veidi, kā pārvietot un uzglabāt hlora. Feature elements prasa īpašu augsta spiediena balonus. Šādi konteineri ir identifikācijas marķējumi - vertikāla zaļa līnija. Ikmēneša tvertnes ir rūpīgi jāiztīra. Ilgstošai uzglabāšanai, hlora tajā nogulsnes, kas ir viegli uzliesmojoša viela - slāpeklis trihlorīda. Neievērojot visas drošības noteikumu iespējamo spontānu aizdegšanos un sprādzienu.

Study of hlora

Turpmākie ķīmiķi hlors ir zināms raksturīgs. Saskaņā ar plānu, 9-greideri var pat likt laboratorijas eksperimentus ar šo vielu, pamatojoties uz pamata zināšanas par šo tēmu. Protams, skolotājs ir pienākums veikt drošības apmācību.

Procedūra darbojas šādi: jums ir jāveic kolbu un pārlej ar hloru tajā Smalcināšanas atlikumu. Lidojuma laikā, mikroshēmas mirgos spilgtas gaismas dzirksteles, un tajā pašā laikā tas ir viegli baltu dūmu SbCl _3. Kad iegremdē konteinerā hlora alvas folija tas ir arī self-aizdedzināšanai, bet uz apakšā kolbā lēnām samazinātu ugunsgrēka snowflakes. SnCl ₄ - šīs reakcijas dūmu šķidruma _laikā. Laižot dzelzs skaidas traukā veidojas sarkans "pilieni", un parādīsies sarkans dūmus _FeCl3.

Līdz ar praktisko darbu teorija tiek atkārtota. Jo īpaši tāds jautājums kā hlora raksturojums pa pozīcijām periodiskajā sistēmā (aprakstīts raksta sākumā).

Eksperimentu rezultātā izrādās, ka elements aktīvi reaģē uz organiskiem savienojumiem. Ja jūs ielejiet hloru vates trauku, kas iepriekš iemērc terpentīnā, tas nekavējoties aizdegas, un kvēpi no kolbas strauji samazināsies. Efektīvi gluda dzeltenīga nātrija liesma, un ķīmiskās kameras sienās ir sāls kristāli. Studentiem būs interesanti uzzināt, ka jaunais ķīmiķis NN Semenovs (vēlāk Nobela prēmijas laureāts), kurš veica šādu eksperimentu, savāca sāli no kolbas sieniņām un, uzliekot uz to maizi, ēda to. Ķīmija bija taisnība, un tas neizdevās zinātniekam. Kā rezultātā ķimikālijas pieredze patiešām ieguva parasto galda sāli!