Klor
En grønngul gass med en stikkende kvelende lukt, tyngre enn luft. Stagnerer i de nedre etasjene av bygninger, lavlandet. Brukes: til klorering av vann, til produksjon av plast, insektmidler, løsemidler, desinfeksjonsmidler, blekemidler og vaskemidler, til produksjon av glyserin, etylenoksid, etc.; i metallurgi - for klorbrenning av ikke-jernholdige metallmalmer.
Lesjonen forårsaker skarpe smerter i brystet, tørr hoste, oppkast, tap av koordinasjon av bevegelser, kortpustethet, smerter i øynene og tåredannelse. Innånding av høye konsentrasjoner kan være dødelig.
Beskyttelse
Sivile gassmasker av alle typer, beskyttelseskameraer for barn. Fra tilgjengelige midler kan bomullsbind, skjerf, lommetørklær, forhåndsfuktet med en 2% løsning av natron eller vann, brukes.
Førstehjelp
Sett en gassmaske på offeret. Ta ham ut av faresonen, fri ham fra klær som begrenser pusten hans, og skap fred. Ved hudkontakt, vask med vann og påfør en bandasje hvis det oppstår brannskader. Transporter den berørte personen kun i liggende stilling. Hvis pusten stopper, utfør kunstig åndedrett, helst ved bruk av munn-til-munn-metoden. Gi varm drikke.
Ammoniakk
En fargeløs gass med en stikkende kvelende lukt, lettere enn luft. Trenger gjennom de øvre etasjene i bygninger. Brukes: i produksjon av salpetersyre, ammoniumnitrat og sulfat, flytende gjødsel (ammoniakk), urea, brus, i organisk syntese; når du farger tekstiler; fotokopiering; som kjølemiddel i kjøleskap; ved sølvfarging av speil.
Giftige effekter på mennesker
Irriterer luftveiene, øynene og huden sterkt. Tegn på forgiftning: rask hjerterytme, uregelmessig puls, rennende nese, hoste, smerter i øynene og tåreflod, kvalme, dårlig koordinering av bevegelser, delirium. Innånding av høye konsentrasjoner kan være dødelig.
Beskyttelse
Sivile gassmasker, bomullsbind, skjerf, lommetørklær, forhåndsfuktet med vann eller en 5% løsning av sitronsyre.
Førstehjelp
Sett en gassmaske på offeret. Ta den ut av faresonen, la den inhalere varm vanndamp (helst med tilsetning av eddik eller noen få krystaller av sitronsyre). Skyll øynene grundig med vann. Ved hudkontakt, vask med mye vann, og hvis det oppstår brannskader, påfør en bandasje. Hvis pusten stopper, utfør kunstig åndedrett, helst ved bruk av munn-til-munn-metoden.
Kommunal scene av den regionale olympiaden for skolebarn om grunnleggende livssikkerhet
DokumentKlut Søke om Til overveldende... Grønnaktig-gul gass, Med harde kveles lukt, tyngre luft. Stagnerende V Nedre etasjer Og lavlandet dikloretan Fargeløs gass Med harde kveles lukt, lettere luft. Trenger inn i overdelen etasjer bygninger ...
Med økonomisk støtte fra Oleg Nikolaevich Sidorenko
Dokument... grønnaktig ... Nedre etasjer. ... forventning kveles gass kriger... Til dem, jeg tror det bare var et fenomen av mesteren. Det har blitt veldig hard... Og gul rangler... luft lukt... V lavlandet Og,... stagnere... hans gjelder...med gitt Christian... snipe... - skarp dro. MED ....
KLOR(lat. Klor), Cl - kjemisk element av gruppe VII i det periodiske systemet til Mendeleev, atomnummer 17, atommasse 35.453; tilhører halogenfamilien. Under normale forhold (0 °C, 0,1 Mn/m2) er det en gulgrønn gass med sterk irriterende lukt. Naturlig klor består av to stabile isotoper: 35 Cl (75,77%) og 37 Cl (24,23%). Radioaktive isotoper er kunstig oppnådd med massetall på henholdsvis 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 og halveringstider T 1/2, henholdsvis 0,31; 2,5; 1,56 sek; 3,1 * 105 år; 37,3; 55,5 og 1,4 min. 36 Cl og 38 Cl brukes som isotopiske sporstoffer.
Historisk referanse.
Klor ble først oppnådd i 1774 av K. Scheele ved å reagere saltsyre med pyrolusitt MnO 2 . Men først i 1810 slo Davy fast at klor er et grunnstoff og kalte det klor (fra det greske chloros - gulgrønt). I 1813 ble J.L. Gay-Lussac foreslo navnet klor for dette grunnstoffet.
Utbredelse i naturen.
Klor forekommer i naturen bare i form av forbindelser. Gjennomsnittlig klorinnhold i jordskorpen er 1,7 * 10 -2 masse%, i sure magmatiske bergarter - granitter 2,4 * 10 -2, i basiske og ultrabasiske bergarter 5 * 10 -3. Vannvandring spiller en stor rolle i historien til klor i jordskorpen. I form av Cl-ion finnes det i verdenshavet (1,93%), underjordiske saltlaker og saltsjøer. Antallet av sine egne mineraler (hovedsakelig naturlige klorider) er 97, det viktigste er NaCl-halitt. Store forekomster av kalium- og magnesiumklorider og blandede klorider er også kjent: sylvinitt KCl, sylvinitt (Na, K)Cl, karnallitt KCl * MgCl 2 * 6H 2 O, kainitt KCl * MgSO 4 * ZH 2 O, bischofitt MgCl 2 * 6H 2 O I jordens historie var tilførselen av HCl inneholdt i vulkanske gasser til de øvre delene av jordskorpen av stor betydning.
Fysiske og kjemiske egenskaper.
Klor har et kokepunkt på 34,05 °C, et smeltepunkt på 101 °C. Tettheten av klorgass under normale forhold er 3,214 g/l; mettet damp ved 0 °C 12,21 g/l; flytende klor ved et kokepunkt på 1,557 g/cm3; fast klor ved -102 °C 1,9 g/cm3. Mettet damptrykk av klor ved 0 °C 0,369; ved 25°C 0,772; ved 100 °C henholdsvis 3,814 Mn/m2 eller 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Fusjonsvarme 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); fordampningsvarme 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Varmekapasiteten til gass ved konstant trykk er 0,48 kJ/(kg * K). Klor er svært løselig i TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 og noen organiske løsningsmidler (spesielt heksan og karbontetraklorid). Klormolekylet er diatomisk (Cl 2). Graden av termisk dissosiasjon av Cl 2 +243 kJ 2Cl ved 1000 K er lik 2,07 * 10 -4 %, ved 2500 K 0,909 %.
Ekstern elektronisk konfigurasjon av Cl-atomet 3s 2 3p 5. Følgelig viser klor i forbindelser oksidasjonstilstander på -1, +1, +3, +4, +5, +6 og +7. Atomets kovalente radius er 0,99 A, ionradiusen til Cl er 1,82 A, elektronaffiniteten til kloratomet er 3,65 eV, og ioniseringsenergien er 12,97 eV.
Kjemisk er klor veldig aktivt, kombineres direkte med nesten alle metaller (med noen bare i nærvær av fuktighet eller ved oppvarming) og med ikke-metaller (unntatt karbon, nitrogen, oksygen, inerte gasser), og danner de tilsvarende kloridene, reagerer med mange forbindelser, erstatter hydrogen i mettede hydrokarboner og forener umettede forbindelser. Klor fortrenger brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller; fra klorforbindelser med disse grunnstoffene, erstattes det med fluor. Alkalimetaller, i nærvær av spor av fuktighet, reagerer med klor med antennelse; de fleste metaller reagerer med tørt klor bare når de varmes opp. Stål, så vel som noen metaller, er motstandsdyktige i en atmosfære av tørt klor ved lave temperaturer, så de brukes til produksjon av utstyr og lagringsanlegg for tørt klor. Fosfor antennes i en kloratmosfære og danner PCl 3, og med ytterligere klorering - PCl 5; svovel med klor ved oppvarming gir S 2 Cl 2, SCl 2 og andre S n Cl m. Arsen, antimon, vismut, strontium, tellur reagerer kraftig med klor. En blanding av klor og hydrogen brenner med en fargeløs eller gulgrønn flamme for å danne hydrogenklorid (dette er en kjedereaksjon).
Maksimal temperatur på hydrogen-klorflammen er 2200 °C. Blandinger av klor med hydrogen som inneholder fra 5,8 til 88,3 % H 2 er eksplosive.
Med oksygen danner klor oksider: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, samt hypokloritt (salter av underklorsyre), kloritt, klorat og perklorat. Alle oksygenforbindelser av klor danner eksplosive blandinger med lett oksiderte stoffer. Kloroksider er ustabile og kan spontant eksplodere; hypokloritt brytes sakte ned under lagring; klorater og perklorater kan eksplodere under påvirkning av initiatorer.
Klor i vann hydrolyserer og danner hypoklorsyre og saltsyre: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl. Når vandige løsninger av alkalier kloreres i kulde, dannes hypokloritt og klorid: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O, og ved oppvarming dannes klorater. Klorering av tørt kalsiumhydroksid produserer blekemiddel. Når ammoniakk reagerer med klor, dannes nitrogentriklorid. Ved klorering av begrensede forbindelser erstatter klor enten hydrogen: R-H + Cl 2 = RСl + HCl, eller går sammen gjennom flere bindinger:
С=С + Сl2 СlС-ССl
danner forskjellige klorholdige organiske forbindelser.
Klor danner interhalogenforbindelser med andre halogener. Fluorider СlF, СlF 3, СlF 5 er svært reaktive; for eksempel, i en CLF 3-atmosfære, antennes glassull spontant. Kjente forbindelser av klor med oksygen og fluor er kloroksyfluorider: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 og fluorperklorat FClO 4.
Kvittering.
Klor begynte å bli produsert industrielt i 1785 ved å reagere saltsyre med mangandioksid eller pyrolusitt. I 1867 utviklet den engelske kjemikeren G. Deacon en metode for å produsere klor ved å oksidere HCl med atmosfærisk oksygen i nærvær av en katalysator. Siden slutten av 1800- og begynnelsen av 1900-tallet har klor blitt produsert ved elektrolyse av vandige løsninger av alkalimetallklorider. Ved å bruke disse metodene ble det på 70-tallet av det 20. århundre produsert 90 - 95 % av klor i verden. Små mengder klor produseres som biprodukter ved produksjon av magnesium, kalsium, natrium og litium ved elektrolyse av smeltede klorider. I 1975 var verdens klorproduksjon på rundt 23 millioner tonn. To hovedmetoder for elektrolyse av vandige NaCl-løsninger brukes: 1) i elektrolysatorer med en solid katode og en porøs filtermembran; 2) i elektrolysatorer med kvikksølvkatode. I begge metodene frigjøres klorgass på en grafitt- eller titan-ruteniumoksidanode. I henhold til den første metoden frigjøres hydrogen ved katoden og det dannes en løsning av NaOH og NaCl, hvorfra kommersiell kaustisk soda separeres ved etterfølgende prosessering. I henhold til den andre metoden dannes natriumamalgam ved katoden, når det spaltes med rent vann i et separat apparat, oppnås en NaOH-løsning, hydrogen og rent kvikksølv, som igjen går i produksjon. Begge metodene gir 1,125 tonn NaOH per 1 tonn klor.
Elektrolyse med diafragma krever mindre kapitalinvesteringer for å organisere produksjonen av klor og produserer billigere NaOH. Kvikksølvkatodemetoden produserer svært ren NaOH, men tapet av kvikksølv forurenser miljøet. I 1970 produserte kvikksølvkatodemetoden 62,2 % av verdens klorproduksjon, fastkatodemetoden 33,6 % og andre metoder 4,3 %. Etter 1970 begynte man å bruke elektrolyse med fast katode og ionebyttermembran, som gjør det mulig å oppnå ren NaOH uten bruk av kvikksølv.
Applikasjon.
En av de viktige grenene i den kjemiske industrien er klorindustrien. Hovedmengdene av klor blir behandlet på stedet for produksjonen til klorholdige forbindelser. Klor lagres og transporteres i flytende form i sylindere, fat, jernbanetanker eller i spesialutstyrte fartøy. Følgende omtrentlige forbruk av klor er typisk for industrialiserte land: for produksjon av klorholdige organiske forbindelser - 60 - 75%; uorganiske forbindelser som inneholder klor, -10 - 20%; for bleking av papirmasse og stoffer - 5 - 15%; for sanitærbehov og vannklorering - 2 - 6% av den totale produksjonen.
Klor brukes også til å klorere visse malmer for å utvinne titan, niob, zirkonium og andre.
Klor i kroppen.
Klor er et av de biogene elementene, en konstant komponent i plante- og dyrevev. Klorinnholdet i planter (mye klor i halofytter) varierer fra tusendeler av prosent til hele prosent, hos dyr - tiendedeler og hundredeler av prosent. En voksens daglige behov for klor (2 - 4 g) dekkes av matvarer. Klor kommer vanligvis i overkant fra mat i form av natriumklorid og kaliumklorid. Brød, kjøtt og meieriprodukter er spesielt rike på klor. I dyrekroppen er klor det viktigste osmotisk aktive stoffet i blodplasma, lymfe, cerebrospinalvæske og enkelte vev. Spiller en rolle i vann-saltmetabolismen, og fremmer vevretensjon av vann. Reguleringen av syre-basebalansen i vev utføres sammen med andre prosesser ved å endre fordelingen av klor mellom blodet og andre vev; klor er involvert i energimetabolismen i planter, og aktiverer både oksidativ fosforylering og fotofosforylering. Klor har en positiv effekt på opptak av oksygen fra røttene. Klor er nødvendig for produksjon av oksygen under fotosyntese av isolerte kloroplaster. De fleste næringsmedier for kunstig dyrking av planter inneholder ikke klor. Det er mulig at svært lave konsentrasjoner av klor er tilstrekkelig for planteutvikling.
Forgiftning klor er mulig i kjemisk industri, tremasse og papir, tekstil og farmasøytisk industri. Klor irriterer slimhinnene i øynene og luftveiene. Primære inflammatoriske endringer er vanligvis ledsaget av en sekundær infeksjon. Akutt forgiftning utvikler seg nesten umiddelbart. Ved inhalering av middels og lave konsentrasjoner av klor er det tetthet og smerter i brystet, tørr hoste, rask pust, smerter i øynene, tåreflod, økte nivåer av leukocytter i blodet, kroppstemperatur osv. Mulig bronkopneumoni, toksisk lungeødem , depresjon, kramper . I milde tilfeller skjer gjenoppretting innen 3 til 7 dager. Som langsiktige konsekvenser observeres katarr i øvre luftveier, tilbakevendende broichitt, pneumosklerose; mulig aktivering av lungetuberkulose. Ved langvarig innånding av små konsentrasjoner av klor observeres lignende, men langsomt utviklende former for sykdommen. Forebygging av forgiftning, tetting av produksjonsanlegg, utstyr, effektiv ventilasjon, bruk av gassmaske ved behov. Maksimal tillatt konsentrasjon av klor i luften i produksjonsanlegg og lokaler er 1 mg/m 3 . Produksjon av klor, blekemiddel og andre klorholdige forbindelser er klassifisert som produksjon med farlige arbeidsforhold.
Klor
KLOR-EN; m.[fra gresk chlōros - blekgrønn] Kjemisk grunnstoff (Cl), en kvelende gass av grønn-gul farge med en skarp lukt (brukt som et giftig og desinfiserende middel). Klorforbindelser. Klorforgiftning.
◁ Klor (se).
klor(lat. Klor), et kjemisk grunnstoff i gruppe VII i det periodiske system, tilhører halogenene. Navnet kommer fra det greske chlōros - gulgrønn. Fritt klor består av diatomiske molekyler (Cl 2); gulgrønn gass med en skarp lukt; tetthet 3,214 g/l; t pl -101°C; t kip -33,97°C; ved vanlige temperaturer blir det lett flytende under et trykk på 0,6 MPa. Kjemisk svært aktiv (oksidasjonsmiddel). De viktigste mineralene er halitt (steinsalt), sylvitt, bischofitt; sjøvann inneholder klorider av natrium, kalium, magnesium og andre elementer. De brukes i produksjon av klorholdige organiske forbindelser (60-75%), uorganiske stoffer (10-20%), for bleking av cellulose og tekstiler (5-15%), til sanitære behov og desinfeksjon (klorering) av vann . Giftig.
KLORKLOR (lat. Klor), Cl (les "klor"), kjemisk grunnstoff med atomnummer 17, atommasse 35.453. I sin frie form er det en gulgrønn tung gass med en skarp kvelende lukt (derav navnet: Gresk chloros - gulgrønn).
Naturlig klor er en blanding av to nuklider (cm. NUKLID)
med massetall på 35 (i en blanding av 75,77 masse%) og 37 (24,23%). Ytre elektronlag 3 konfigurasjon s 2
s 5
. I forbindelser viser den hovedsakelig oksidasjonstilstander –1, +1, +3, +5 og +7 (valenser I, III, V og VII). Ligger i den tredje perioden i gruppe VIIA av Mendeleevs periodiske system av grunnstoffer, tilhører halogenene (cm. HALOGENER)
.
Radien til det nøytrale kloratomet er 0,099 nm, de ioniske radiene er henholdsvis (verdiene til koordinasjonsnummeret er angitt i parentes): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) og Clr 7+ 0,022 nm (3) og 0,041 nm (6). De sekvensielle ioniseringsenergiene til det nøytrale kloratomet er henholdsvis 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 og 114,3 eV. Elektronaffinitet 3.614 eV. I følge Pauling-skalaen er elektronegativiteten til klor 3,16.
Oppdagelseshistorie
Den viktigste kjemiske forbindelsen av klor - bordsalt (kjemisk formel NaCl, kjemisk navn natriumklorid) - har vært kjent for mennesket siden antikken. Det er bevis på at utvinningen av bordsalt ble utført så tidlig som 3-4 tusen år f.Kr. i Libya. Det er mulig at alkymister ved å bruke bordsalt til forskjellige manipulasjoner også møtte klorgass. For å oppløse "metallkongen" - gull - brukte de "regia vodka" - en blanding av saltsyre og salpetersyre, hvis interaksjon frigjør klor.
For første gang ble klorgass oppnådd og beskrevet i detalj av den svenske kjemikeren K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm)
i 1774. Han varmet opp saltsyre med mineralet pyrolusitt (cm. PYROLUSITE)
MnO 2 og observerte frigjøring av en gulgrønn gass med en skarp lukt. Siden teorien om flogiston dominerte i de dager (cm. PHLOGISTON)
, betraktet Scheele den nye gassen som "dephlogistonisert saltsyre", dvs. som et oksid (oksid) av saltsyre. A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent)
betraktet gassen som et oksid av grunnstoffet "muria" (saltsyre ble kalt murinsyre, fra det latinske muria - saltlake). Det samme synspunktet ble først delt av den engelske vitenskapsmannen G. Davy (cm. DAVY Humphrey)
, som brukte mye tid på å bryte ned "muriumoksid" til enkle stoffer. Han mislyktes, og i 1811 kom Davy til den konklusjon at denne gassen er et enkelt stoff, og et kjemisk element tilsvarer det. Davy var den første som foreslo å kalle det klor i samsvar med den gulgrønne fargen på gassen. Navnet "klor" ble gitt til grunnstoffet i 1812 av den franske kjemikeren J. L. Gay-Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis)
; det er akseptert i alle land unntatt Storbritannia og USA, hvor navnet introdusert av Davy er bevart. Det ble foreslått at dette elementet skulle kalles "halogen" (dvs. saltproduserende), men over tid ble det det generelle navnet for alle elementene i gruppe VIIA.
Å være i naturen
Klorinnholdet i jordskorpen er 0,013 vekt%, det er tilstede i merkbare konsentrasjoner i form av Cl-ionet i sjøvann (i gjennomsnitt ca. 18,8 g/l). Kjemisk er klor svært aktivt og forekommer derfor ikke i fri form i naturen. Det er en del av slike mineraler som danner store forekomster, som bord, eller stein, salt (halitt (cm. HALITE)
) NaCl, karnalitt (cm. KARNALLITT)
KCl MgCl2 6H 21 O, sylvin (cm. SYLVIN)
KCl, sylvinitt (Na, K)Cl, kainitt (cm. KAINIT)
KCl MgS04 3H 2 O, bischofitt (cm. BISCHOFIT)
MgCl 2 · 6H 2 O og mange andre. Klor kan finnes i en rekke bergarter og jord.
Kvittering
For å produsere klorgass brukes elektrolyse av en sterk vandig løsning av NaCl (noen ganger brukes KCl). Elektrolyse utføres ved å bruke en kationbyttermembran som skiller katode- og anoderommet. Dessuten på grunn av prosessen
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
tre verdifulle kjemiske produkter oppnås på en gang: klor ved anoden, hydrogen ved katoden (cm. HYDROGEN)
, og alkali akkumuleres i elektrolysatoren (1,13 tonn NaOH for hvert tonn klor som produseres). Produksjon av klor ved elektrolyse krever store mengder elektrisitet: Fra 2,3 til 3,7 MW forbrukes for å produsere 1 tonn klor.
For å få klor i laboratoriet bruker de reaksjonen av konsentrert saltsyre med et hvilket som helst sterkt oksidasjonsmiddel (kaliumpermanganat KMnO 4, kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7, kaliumklorat KClO 3, blekemiddel CaClOCl, mangan (IV) oksid MnO 2 ). Det er mest praktisk å bruke kaliumpermanganat til disse formålene: i dette tilfellet fortsetter reaksjonen uten oppvarming:
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.
Ved behov transporteres klor i flytende (under trykk) form i jernbanetanker eller i stålsylindere. Klorflasker har en spesiell merking, men selv uten den kan en klorsylinder lett skilles fra sylindere med andre ikke-giftige gasser. Bunnen på klorsylindere er formet som en halvkule, og en sylinder med flytende klor kan ikke plasseres vertikalt uten støtte.
Fysiske og kjemiske egenskaper
Under normale forhold er klor en gulgrønn gass, gasstettheten ved 25°C er 3,214 g/dm 3 (ca. 2,5 ganger luftens tetthet). Smeltepunktet for fast klor er –100,98°C, kokepunktet er –33,97°C. Standard elektrodepotensial Cl 2 /Cl - i en vandig løsning er +1,3583 V.
I fri tilstand eksisterer det i form av diatomiske Cl 2-molekyler. Den indre nukleære avstanden i dette molekylet er 0,1987 nm. Elektronaffiniteten til Cl 2-molekylet er 2,45 eV, ioniseringspotensialet er 11,48 eV. Dissosiasjonsenergien av Cl 2-molekyler til atomer er relativt lav og utgjør 239,23 kJ/mol.
Klor er lett løselig i vann. Ved en temperatur på 0°C er løseligheten 1,44 vekt%, ved 20°C - 0,711°C vekt%, ved 60°C - 0,323 vekt%. %. En løsning av klor i vann kalles klorvann. I klorvann etableres en likevekt:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
For å flytte denne likevekten til venstre, dvs. redusere løseligheten av klor i vann, bør enten natriumklorid NaCl eller en eller annen ikke-flyktig sterk syre (for eksempel svovelsyre) tilsettes til vannet.
Klor er svært løselig i mange ikke-polare væsker. Flytende klor tjener i seg selv som løsningsmiddel for stoffer som BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
På grunn av den lave dissosiasjonsenergien til Cl 2-molekyler til atomer og den høye elektronaffiniteten til kloratomet, er klor kjemisk svært aktivt. Det reagerer direkte med de fleste metaller (inkludert for eksempel gull) og mange ikke-metaller. Så uten oppvarming reagerer klor med alkalisk (cm. ALKALIMETALLER)
og jordalkalimetaller (cm. ALKALINE JORDMETALLER), med antimon:
2Sb + 3Cl2 = 2SbCl3
Ved oppvarming reagerer klor med aluminium:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
og jern:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Klor reagerer med hydrogen H2 enten når det antennes (klor brenner stille i en hydrogenatmosfære), eller når en blanding av klor og hydrogen bestråles med ultrafiolett lys. I dette tilfellet vises hydrogenkloridgass HCl:
H2 + Cl2 = 2HCl.
En løsning av hydrogenklorid i vann kalles saltsyre (cm. SALTSYRE)
(saltsyre. Den maksimale massekonsentrasjonen av saltsyre er ca. 38%. Salter av saltsyre - klorider (cm. KLORIDER)
for eksempel ammoniumklorid NH4Cl, kalsiumklorid CaCl2, bariumklorid BaCl2 og andre. Mange klorider er svært løselige i vann. Sølvklorid AgCl er praktisk talt uløselig i vann og i sure vandige løsninger. En kvalitativ reaksjon på tilstedeværelsen av kloridioner i en løsning er dannelsen av et hvitt AgCl-utfelling med Ag + ioner, praktisk talt uløselig i et salpetersyremedium:
CaCl2 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 + 2AgCl.
Ved romtemperatur reagerer klor med svovel (det dannes det såkalte svovelmonokloridet S 2 Cl 2) og fluor (forbindelsene ClF og ClF 3 dannes). Ved oppvarming interagerer klor med fosfor (danner, avhengig av reaksjonsforholdene, forbindelser PCl 3 eller PCl 5), arsen, bor og andre ikke-metaller. Klor reagerer ikke direkte med oksygen, nitrogen, karbon (mange klorforbindelser med disse elementene oppnås indirekte) og inerte gasser (nylig har forskere funnet måter å aktivere slike reaksjoner og utføre dem "direkte"). Med andre halogener danner klor interhalogenforbindelser, for eksempel veldig sterke oksidasjonsmidler - fluorider ClF, ClF 3, ClF 5. Den oksiderende kraften til klor er høyere enn brom, så klor fortrenger bromidion fra bromidløsninger, for eksempel:
Cl 2 + 2 NaBr = Br 2 + 2 NaCl
Klor gjennomgår substitusjonsreaksjoner med mange organiske forbindelser, for eksempel med metan CH4 og benzen C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl eller C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Et klormolekyl er i stand til å feste seg via flere bindinger (dobbelt og trippel) til organiske forbindelser, for eksempel til etylen C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
Klor interagerer med vandige løsninger av alkalier. Hvis reaksjonen skjer ved romtemperatur, dannes klorid (for eksempel kaliumklorid KCl) og hypokloritt (cm. HYPOKLORITT)
(for eksempel kaliumhypokloritt KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Når klor interagerer med en varm (temperatur ca. 70-80°C) alkaliløsning, dannes tilsvarende klorid og klorat (cm. KLORATER)
, For eksempel:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O.
Når klor interagerer med en våt slurry av kalsiumhydroksid Ca(OH) 2, dannes blekemiddel (cm. BLEKEPULVER)
("blekemiddel") CaClOCl.
Oksydasjonstilstanden til klor +1 tilsvarer svak, ustabil hypoklorsyre (cm. Hypoklorsyre)
HClO. Dens salter er hypokloritter, for eksempel NaClO - natriumhypokloritt. Hypokloritter er sterke oksidasjonsmidler og er mye brukt som bleke- og desinfeksjonsmidler. Når hypokloritt, spesielt blekemiddel, interagerer med karbondioksid CO 2, dannes blant annet flyktig hypoklorsyre. (cm. Hypoklorsyre)
, som kan dekomponere og frigjøre kloroksid (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Det er lukten av denne gassen, Cl 2 O, som er den karakteristiske lukten av "blekemiddel".
Oksydasjonstilstanden til klor +3 tilsvarer den lavstabile syren med middels styrke HClO 2. Denne syren kalles klorsyre, dens salter kalles kloritt (cm. KLORITTER (salter))
for eksempel NaClO 2 - natriumkloritt.
Oksydasjonstilstanden til klor +4 tilsvarer bare én forbindelse - klordioksid ClO 2.
Oksydasjonstilstanden til klor +5 tilsvarer sterk, stabil kun i vandige løsninger ved konsentrasjoner under 40 %, perklorsyre (cm. Hypoklorsyre)
HClO 3. Saltene er klorater, for eksempel kaliumklorat KClO 3.
Oksydasjonstilstanden til klor +6 tilsvarer kun én forbindelse - klortrioksid ClO 3 (finnes i form av en dimer Cl 2 O 6).
Oksydasjonstilstanden til klor +7 tilsvarer en meget sterk og ganske stabil perklorsyre (cm. PERKLORSYRE)
HClO 4. Saltene er perklorater (cm. PERCHLORATER)
for eksempel ammoniumperklorat NH 4 ClO 4 eller kaliumperklorat KClO 4. Det skal bemerkes at perklorater av tunge alkalimetaller - kalium, og spesielt rubidium og cesium - er lett løselige i vann. Oksydet som tilsvarer oksidasjonstilstanden til klor er +7 - Cl 2 O 7.
Blant forbindelser som inneholder klor i positive oksidasjonstilstander, har hypokloritt de sterkeste oksiderende egenskaper. For perklorater er oksiderende egenskaper ukarakteristiske.
applikasjon
Klor er et av de viktigste produktene i den kjemiske industrien. Den globale produksjonen utgjør titalls millioner tonn per år. Klor brukes til å produsere desinfeksjonsmidler og blekemidler (natriumhypokloritt, blekemiddel og andre), saltsyre, klorider av mange metaller og ikke-metaller, mange plaster (polyvinylklorid). (cm. POLYVINYLKLORID)
og andre), klorholdige løsningsmidler (dikloretan CH 2 ClCH 2 Cl, karbontetraklorid CCl 4, etc.), for åpning av malmer, separering og rensing av metaller, etc. Klor brukes til å desinfisere vann (klorering (cm. KLORINERING)
) og for mange andre formål.
Biologisk rolle
Klor er et av de viktigste biogene elementene (cm. BIOGENE ELEMENTER)
og er en del av alle levende organismer. Noen planter, de såkalte halofyttene, er ikke bare i stand til å vokse i svært saltholdig jord, men akkumulerer også store mengder klorider. Det er kjent mikroorganismer (halobakterier osv.) og dyr som lever under forhold med høy saltholdighet. Klor er et av hovedelementene i vann-saltmetabolismen hos dyr og mennesker, og bestemmer fysiske og kjemiske prosesser i kroppens vev. Det er involvert i å opprettholde syre-base balanse i vev, osmoregulering (cm. OSMOREGULERING)
(klor er det viktigste osmotisk aktive stoffet i blod, lymfe og andre kroppsvæsker), hovedsakelig utenfor cellene. I planter deltar klor i oksidative reaksjoner og fotosyntese.
Menneskelig muskelvev inneholder 0,20-0,52% klor, beinvev - 0,09%; i blodet - 2,89 g/l. Den gjennomsnittlige personens kropp (kroppsvekt 70 kg) inneholder 95 g klor. Hver dag mottar en person 3-6 g klor fra mat, som mer enn dekker behovet for dette elementet.
Funksjoner ved å jobbe med klor
Klor er en giftig kvelende gass; hvis det kommer inn i lungene, forårsaker det forbrenninger av lungevev og kvelning. Det virker irriterende på luftveiene ved en konsentrasjon i luften på ca. 0,006 mg/l. Klor var en av de første kjemiske giftene (cm. GIFTIGE STOFFER)
, brukt av Tyskland under første verdenskrig. Når du arbeider med klor, bør du bruke verneklær, gassmaske og hansker. I en kort periode kan du beskytte åndedrettsorganene mot at klor kommer inn i dem med en klutbandasje fuktet med en løsning av natriumsulfitt Na 2 SO 3 eller natriumtiosulfat Na 2 S 2 O 3. Maksimalt tillatt konsentrasjon av klor i luften i arbeidslokaler er 1 mg/m 3, i luften i befolkede områder 0,03 mg/m 3.