Galvenās apakšgrupas VII grupas elementu raksturojums, par piemēru izmantojot hloru
vispārīgās īpašības apakšgrupas
1. tabula. VIIA apakšgrupas elementu nomenklatūra
P-elementi, tipiski, nemetāli (astatīns ir pusmetāls), halogēni.
Elementa Hal elektronu diagramma (Hal ≠ F):
VIIA apakšgrupas elementus raksturo šādas valences:
2. tabula. Valence
3. VIIA apakšgrupas elementus raksturo šādi oksidācijas pakāpes:
3. tabula. Elementu oksidācijas stāvokļi
Ķīmiskā elementa raksturojums
Hlors ir VII A grupas elements. Sērijas numurs 17
Relatīvā atommasa: 35,4527 a. e.m. (g/mol)
Protonu, neitronu, elektronu skaits: 17,18,17
Atomu struktūra:
Elektroniskā formula:
Tipiski oksidācijas stāvokļi: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Jonizācijas enerģija: 1254,9 (13,01) kJ/mol (eV)
Elektronu afinitāte: 349 (kJ/mol)
Elektronegativitāte pēc Polinga: 3.20
Vienkāršas vielas raksturojums
Saites veids: kovalenta nepolāra
Diatomiskā molekula
Izotopi: 35 Cl (75,78%) un 37 Cl (24,22%)
Kristāla režģa tips: molekulārais
Termodinamiskie parametri
4. tabula
Fizikālās īpašības
5. tabula
Hlora ūdens šķīdums ir ļoti dismutēts (“hlora ūdens”)
1. posms: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
2. posms: HOCl = HCl + [O] – atomu skābeklis
Oksidēšanas spēja apakšgrupā samazinās no fluora līdz jodam = ˃
Hlors ir spēcīgs oksidētājs:
1. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām
a) ar ūdeņradi:
Cl2 + H2 = 2HCl
b) ar metāliem:
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
c) ar dažiem mazāk elektronnegatīviem nemetāliem:
3Cl2 + 2P = 2PCl 3
Cl 2 + S = SCl 2
Ar skābekli, oglekli un slāpekli, hloru tieši nereaģē!
2. Mijiedarbība ar sarežģītām vielām
a) ar ūdeni: skatīt iepriekš
b) ar skābēm: nereaģē!
c) ar sārmu šķīdumiem:
aukstumā: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
karsējot: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
e) ar daudzām organiskām vielām:
Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl
Svarīgākie hlora savienojumi
Hlorūdeņradis, hlorūdeņradis(HCl) ir bezkrāsaina, termiski stabila gāze (normālos apstākļos) ar asu smaku, izgaro mitrā gaisā, viegli šķīst ūdenī (līdz 500 tilpumiem gāzes uz tilpumu ūdens), veidojot sālsskābi (sālsskābi). Pie –114,22 ° C HCl pārvēršas cietā stāvoklī. Cietā stāvoklī ūdeņraža hlorīds pastāv divu kristālisku modifikāciju veidā: ortorombiskā, stabilā zemāk un kubiskā.
Hlorūdeņraža ūdens šķīdumu sauc par sālsskābi. Izšķīdinot ūdenī, notiek šādi procesi:
HCl g + H 2 O l = H 3 O + l + Cl − l
Šķīdināšanas process ir ļoti eksotermisks. Ar ūdeni HCl veido azeotropu maisījumu. Tā ir spēcīga monoprotiska skābe. Enerģētiski mijiedarbojas ar visiem metāliem sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža, ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem, bāzēm un sāļiem, veidojot sāļus - hlorīdi:
Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O
Ja tiek pakļauts spēcīgiem oksidētājiem vai elektrolīzes laikā, hlorūdeņradim ir reducējošas īpašības:
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
Sildot, ūdeņraža hlorīds tiek oksidēts ar skābekli (katalizators - vara(II) hlorīds CuCl 2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O + 2 Cl 2
Tomēr koncentrēta sālsskābe reaģē ar varu, veidojot monovalentu vara kompleksu:
2 Cu + 4 HCl → 2 H + H2
Maisījumu, kurā ir 3 tilpuma daļas koncentrētas sālsskābes un 1 tilpuma daļa koncentrētas slāpekļskābes, sauc par "aqua regia". Aqua regia var pat izšķīdināt zeltu un platīnu. Aqua Regia augstā oksidatīvā aktivitāte ir saistīta ar nitrozilhlorīda un hlora klātbūtni tajā, kas ir līdzsvarā ar izejvielām:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
Pateicoties augstajai hlorīda jonu koncentrācijai šķīdumā, metāls saistās hlorīda kompleksā, kas veicina tā šķīšanu:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Ūdeņraža hlorīdu raksturo arī pievienošanas reakcijas uz vairākām saitēm (elektrofīlā pievienošana):
R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2 -CH3
Hlora oksīdi- hlora un skābekļa neorganiskie ķīmiskie savienojumi ar vispārīgo formulu: Cl x O y.
Hlors veido šādus oksīdus: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Turklāt ir zināmi: īslaicīgais radikālis ClO, hlora peroksīda radikālis ClOO un hlora tetroksīda radikālis ClO 4 .
Zemāk esošajā tabulā ir parādītas stabilu hlora oksīdu īpašības:
6. tabula
| Īpašums | Cl2O | ClO2 | ClOClO 3 | Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (g) | Cl2O7 |
| Krāsa un stāvoklis istabā. temperatūra | Dzelteni brūna gāze | Dzelteni zaļa gāze | Gaiši dzeltens šķidrums | Tumši sarkans šķidrums | Bezkrāsains šķidrums |
| Hlora oksidācijas stāvoklis | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
| T. pl., °C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
| Vāra temperatūra, °C | 2,0 | 44,5 | |||
| d(f, 0°C), g*cm -3 | - | 1,64 | 1,806 | - | 2,02 |
| ΔH° paraugs (gāze, 298 K), kJ*mol -1 | 80,3 | 102,6 | ~180 | (155) | |
| ΔG° paraugs (gāze, 298 K), kJ*mol -1 | 97,9 | 120,6 | - | - | - |
| S° paraugs (gāze, 298 K), J*K -1 *mol -1 | 265,9 | 256,7 | 327,2 | - | - |
| Dipola moments μ, D | 0,78 ± 0,08 | 1,78 ± 0,01 | - | - | 0,72 ± 0,02 |
hlora oksīds (I), Dihloroksīds, hipohlorskābes anhidrīds - hlora savienojums oksidācijas stāvoklī +1 ar skābekli.
Normālos apstākļos tā ir brūngani dzeltena gāze ar raksturīgu smaržu, kas atgādina hloru. Temperatūrā zem 2 °C šķidrums ir zeltaini sarkanā krāsā. Indīgs: ietekmē Elpceļi. Spontāni lēnām sadalās:
Sprādzienbīstams augstā koncentrācijā. Blīvums normālos apstākļos ir 3,22 kg/m³. Izšķīst tetrahlorogleklī. Šķīst ūdenī, veidojot vāju hipohlorskābi:
Ātri reaģē ar sārmiem:
Cl 2 O + 2NaOH (atšķ.) = 2NaClO + H 2 O
Hlora dioksīds- skābes oksīds. Izšķīdinot ūdenī, veidojas hlora un perhlorskābes (disproporcijas reakcija). Atšķaidīti šķīdumi ir stabili tumsā un lēnām sadalās gaismā:
Hlora dioksīds- hlora oksīds ( IV), hlora un skābekļa savienojums, formula: ClO 2.
Normālos apstākļos ClO 2 ir sarkanīgi dzeltena gāze ar raksturīgu smaržu. Temperatūrā zem 10 °C ClO 2 ir sarkanbrūns šķidrums. Zema stabilitāte, eksplodē gaismā, saskaroties ar oksidētājiem un karsējot. Labi izšķīdīsim ūdenī. Tā sprādzienbīstamības dēļ hlora dioksīdu nevar uzglabāt kā šķidrumu.
Skābs oksīds. Izšķīdinot ūdenī, veidojas hlora un perhlorskābes (disproporcijas reakcija). Atšķaidīti šķīdumi ir stabili tumsā un lēnām sadalās gaismā:
Iegūtā hlorskābe ir ļoti nestabila un sadalās:
Uzrāda redox īpašības.
2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (atšķaidīts) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O
ClO 2 + 2NaOH auksts. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2
ClO 2 reaģē ar daudziem organiskiem savienojumiem un darbojas kā vidēja stipruma oksidētājs.
Hipohlorskābe- HClO, ļoti vāja monoprotiska skābe, kurā hlora oksidācijas pakāpe ir +1. Pastāv tikai risinājumos.
Ūdens šķīdumos hipohlorskābe daļēji sadalās protonā un hipohlorīta anjonā ClO − :
Nestabils. Hipohlorskābe un tās sāļi - hipohlorīti- spēcīgi oksidētāji. Reaģē ar sālsskābi HCl, veidojot molekulāro hloru:
HClO + NaOH (atšķaidīts) = NaClO + H 2 O 
Hlorskābe- HClO 2, vidēja stipruma vienbāziska skābe.
Hlorskābe HClO 2 brīvā formā ir nestabila, pat atšķaidītā ūdens šķīdumā ātri sadalās:
Neitralizēts ar sārmiem.
HClO 2 + NaOH (atdzist. auksts) = NaClO 2 + H 2 O
Šīs skābes anhidrīds nav zināms.
No tā sāļiem sagatavo skābes šķīdumu - hlorīti veidojas ClO 2 mijiedarbības rezultātā ar sārmu:
Uzrāda redox īpašības.
5HClO2 + 3H2SO4 (atšķaidīts) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Hlorskābe- HClO 3, spēcīga vienbāziska skābe, kurā hlora oksidācijas pakāpe ir +5. Nav saņemts brīvā formā; ūdens šķīdumos ar koncentrāciju zem 30% aukstumā tas ir diezgan stabils; koncentrētākos šķīdumos sadalās:
Hipohlorskābe ir spēcīgs oksidētājs; oksidēšanas spēja palielinās, palielinoties koncentrācijai un temperatūrai. HClO 3 viegli reducē līdz sālsskābei:
HClO 3 + 5HCl (konc.) = 3Cl 2 + 3H 2 O
HClO 3 + NaOH (atšķaidīts) = NaClO 3 + H 2 O
Izlaižot SO 2 un gaisa maisījumu caur stipri skābu šķīdumu, veidojas hlora dioksīds:
40% perhlorskābē, piemēram, filtrpapīrs aizdegas.
8. Atrodoties dabā:
Zemes garozā hlors ir visizplatītākais halogēns. Tā kā hlors ir ļoti aktīvs, dabā tas sastopams tikai minerālvielu savienojumu veidā.
7. tabula. Meklēšana dabā
7. tabula. Minerālu formas
Lielākās hlora rezerves ir jūru un okeānu ūdeņu sāļos.
Kvīts
Ķīmiskās metodes hlora iegūšanai ir neefektīvas un dārgas. Mūsdienās tiem galvenokārt ir vēsturiska nozīme. Var iegūt, reaģējot kālija permanganātu ar sālsskābi:
Šēles metode
Sākotnēji rūpnieciskā hlora ražošanas metode balstījās uz Šēles metodi, tas ir, piroluzīta reakciju ar sālsskābi:
Diakona metode
Paņēmiens hlora iegūšanai, katalītiski oksidējot hlorūdeņradi ar atmosfēras skābekli.
Elektroķīmiskās metodes
Mūsdienās hloru ražo rūpnieciskā mērogā kopā ar nātrija hidroksīdu un ūdeņradi, elektrolīzes ceļā no galda sāls šķīduma, kura galvenos procesus var attēlot ar kopsavilkuma formulu:
Pieteikums
· Logu profils izgatavots no hloru saturošiem polimēriem
· Balinātāju galvenā sastāvdaļa ir Labarraco ūdens (nātrija hipohlorīts)
· Polivinilhlorīda, plastmasas savienojumu, sintētiskā kaučuka ražošanā.
· Hlororganisko savienojumu ražošana. Ievērojama daļa saražotā hlora tiek patērēta augu aizsardzības līdzekļu iegūšanai. Viens no svarīgākajiem insekticīdiem ir heksahlorcikloheksāns (bieži saukts par heksahlorānu).
· Izmanto kā ķīmisko kaujas līdzekli, kā arī citu ķīmisko kaujas līdzekļu ražošanai: sinepju gāzi, fosgēnu.
· Ūdens dezinfekcijai - “hlorēšana”.
· Reģistrēts pārtikas rūpniecībā kā pārtikas piedevas E925.
· Sālsskābes, balinātāju, bertoleta sāls, metālu hlorīdu, indes, medikamentu, mēslošanas līdzekļu ķīmiskajā ražošanā.
· Metalurģijā tīru metālu ražošanai: titāns, alva, tantals, niobijs.
· Kā saules neitrīno indikators hlora-argona detektoros.
Daudzas attīstītās valstis cenšas ierobežot hlora izmantošanu ikdienas dzīvē, tostarp tāpēc, ka hloru saturošu atkritumu sadegšana rada ievērojamu daudzumu dioksīnu.
Hloru, iespējams, ieguva alķīmiķi, taču tā atklāšana un pirmie pētījumi ir nesaraujami saistīti ar slavenā zviedru ķīmiķa Karla Vilhelma Šēles vārdu. Šēle atvēra piecus ķīmiskie elementi- bārijs un mangāns (kopā ar Johanu Hānu), molibdēns, volframs, hlors un neatkarīgi no citiem ķīmiķiem (kaut arī vēlāk) - vēl trīs: skābeklis, ūdeņradis un slāpeklis. Šo sasniegumu vēlāk nevarēja atkārtot neviens ķīmiķis. Tajā pašā laikā Šēle, jau ievēlēta par Zviedrijas Karaliskās Zinātņu akadēmijas biedru, bija vienkāršs farmaceits Kēpingā, lai gan viņš varēja ieņemt godpilnāku un prestižāku amatu. Pats Frīdrihs II Lielais, Prūsijas karalis, viņam piedāvāja ķīmijas profesora amatu Berlīnes universitātē. Noraidot šādus vilinošus piedāvājumus, Šēle sacīja: "Es nevaru ēst vairāk, nekā man vajag, un ar to, ko nopelnu šeit Köpingā, man pietiek ēst."
Protams, ilgi pirms Šēles bija zināmi daudzi hlora savienojumi. Šis elements ir daļa no daudziem sāļiem, tostarp slavenākā - galda sāls. 1774. gadā Šēle izolēja hloru brīvā formā, karsējot melno minerālu pirolūzītu ar koncentrētu sālsskābi: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Sākumā ķīmiķi hloru uzskatīja nevis par elementu, bet gan par nezināmā elementa muria (no latīņu valodas muria — sālījums) ķīmisku savienojumu ar skābekli. Tika uzskatīts, ka sālsskābe (to sauca par pelskābi) satur ķīmiski saistītu skābekli. Par to it īpaši "liecināja" sekojošais fakts: kad hlora šķīdums stāvēja gaismā, no tā izdalījās skābeklis, un šķīdumā palika sālsskābe. Tomēr daudzie mēģinājumi “noplēst” skābekli no hlora nekur nebija noveduši. Tādējādi neviens nav spējis iegūt oglekļa dioksīdu, karsējot hloru ar akmeņoglēm (kas augstā temperatūrā "atņem" skābekli no daudziem to saturošiem savienojumiem). Līdzīgu eksperimentu rezultātā, ko veica Hamfrija Deivija, Džozefs Luiss Gajs-Lussaks un Luiss Žaks Tenards, kļuva skaidrs, ka hlors nesatur skābekli un ir vienkārša viela. Gay-Lussac eksperimenti, kurš analizēja gāzu kvantitatīvo attiecību hlora reakcijā ar ūdeņradi, noveda pie tāda paša secinājuma.
1811. gadā Dāvijs jaunajam elementam ierosināja nosaukumu “hlors” — no grieķu valodas. "chloros" - dzeltenzaļš. Tieši tāda ir hlora krāsa. Tāda pati sakne ir vārdam "hlorofils" (no grieķu "chloros" un "phyllon" - lapa). Gadu vēlāk Gay-Lussac "saīsināja" nosaukumu uz "hlors". Tomēr briti (un amerikāņi) šo elementu sauc par hloru, bet franči to sauc par hloru. Arī vācieši, ķīmijas “likumdevēji” gandrīz visu 19. gadsimtu, pieņēma šo saīsināto nosaukumu. (vācu valodā hlors ir hlors). 1811. gadā vācu fiziķis Johans Šveigers ierosināja hlora nosaukumu “halogēns” (no grieķu valodas “hals” - sāls un “gennao” - dzemdēt). Pēc tam šis termins tika piešķirts ne tikai hloram, bet arī visiem tā analogiem septītajā grupā - fluoram, bromam, jodam, astatīnam.
Interesants ir ūdeņraža sadegšanas demonstrējums hlora atmosfērā: dažkārt eksperimenta laikā notiek neparasta parādība blakusefekts: Atskan dūkojoša skaņa. Visbiežāk liesma dūko, kad tieva caurule, pa kuru tiek padots ūdeņradis, tiek nolaista konusa formas traukā, kas piepildīts ar hloru; tas pats attiecas uz sfēriskām kolbām, bet cilindros liesma parasti nedūc. Šo parādību sauca par "dziedošo liesmu".
Ūdens šķīdumā hlors daļēji un diezgan lēni reaģē ar ūdeni; 25° C temperatūrā līdzsvars: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl tiek izveidots divu dienu laikā. Hipohlorskābe sadalās gaismā: HClO ® HCl + O. Tieši atomu skābeklim tiek piedēvēts balinošais efekts (absolūti sausam hloram šādas spējas nav).
Hloram tā savienojumos var būt visi oksidācijas stāvokļi - no –1 līdz +7. Ar skābekli hlors veido vairākus oksīdus, tie visi tīrā veidā ir nestabili un sprādzienbīstami: Cl 2 O - dzelteni oranža gāze, ClO 2 - dzeltena gāze (zem 9,7 o C - spilgti sarkans šķidrums), hlora perhlorāts Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, gaiši dzeltens šķidrums), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, spilgti sarkans šķidrums), Cl 2 O 7 – bezkrāsains, ļoti sprādzienbīstams šķidrums. Zemās temperatūrās tika iegūti nestabili oksīdi Cl 2 O 3 un ClO 3. ClO 2 oksīds tiek ražots rūpnieciskā mērogā un tiek izmantots hlora vietā celulozes balināšanai un dzeramā ūdens un notekūdeņu dezinfekcijai. Ar citiem halogēniem hlors veido vairākus tā sauktos starphalogēnu savienojumus, piemēram, ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Hlors un tā savienojumi ar pozitīvu oksidācijas pakāpi ir spēcīgi oksidētāji. Vācu ķīmiķis Leopolds Gmelins 1822. gadā, oksidējot ar hloru, ieguva sarkano sāli no dzeltenā asins sāls: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Hlors viegli oksidē bromīdus un hlorīdus, atbrīvojot bromu un jodu brīvā formā.
Hlors dažādos oksidācijas pakāpēs veido vairākas skābes: HCl - sālsskābe (sāls, sāļi - hlorīdi), HClO - hipohlorīds (sāļi - hipohlorīti), HClO 2 - hlors (sāļi - hlorīti), HClO 3 - hipohlorāts (sāļi - hlorāti) , HClO 4 – hlors (sāļi – perhlorāti). No skābekļa skābēm tikai perhlorskābe ir stabila tīrā veidā. No skābekļa skābju sāļiem praktiski izmanto hipohlorītus, nātrija hlorītu NaClO 2 - audumu balināšanai, kompaktu skābekļa pirotehnisko avotu ("skābekļa sveču"), kālija hlorātu (Bertholometa sāls), kalcija un magnija ( lauksaimniecības kaitēkļu, piemēram, pirotehnisko sastāvu un sprāgstvielu sastāvdaļu, apkarošanai sērkociņu ražošanā), perhlorātus - sprāgstvielu un pirotehnisko sastāvu sastāvdaļas; Amonija perhlorāts ir cietās raķešu degvielas sastāvdaļa.
Hlors reaģē ar daudziem organiskiem savienojumiem. Tas ātri saistās ar nepiesātinātiem savienojumiem ar dubultām un trīskāršām oglekļa-oglekļa saitēm (reakcija ar acetilēnu notiek sprādzienbīstami) un gaismā pie benzola. Noteiktos apstākļos hlors var aizstāt ūdeņraža atomus organiskajos savienojumos: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Šai reakcijai bija nozīmīga loma organiskās ķīmijas vēsturē. 1840. gados franču ķīmiķis Žans Batists Dimā atklāja, ka hlora iedarbība uz etiķskābe reakcija notiek ar pārsteidzošu vieglumu
CH 3 COOH + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. Ar hlora pārpalikumu veidojas trihloretiķskābe CCl 3 COOH. Tomēr daudzi ķīmiķi bija neuzticīgi Dumas darbam. Patiešām, saskaņā ar tolaik vispārpieņemto Berzēliusa teoriju pozitīvi lādētus ūdeņraža atomus nevarēja aizstāt ar negatīvi lādētiem hlora atomiem. Šo viedokli tajā laikā uzturēja daudzi izcili ķīmiķi, starp kuriem bija Frīdrihs Vēlers, Justs Lībigs un, protams, arī pats Berzēliuss.
Lai izsmietu Dumasu, Vēlers nodeva savam draugam Lībigam kāda S. Vindlera (Švindlers - vāciski krāpnieks) vārdā rakstu par Dumas it kā atklātās reakcijas jaunu veiksmīgu pielietojumu. Rakstā Wöhler ar acīmredzamu ņirgāšanos rakstīja par to, kā mangāna acetātā Mn(CH 3 COO) 2 bija iespējams visus elementus atbilstoši to valencei aizstāt ar hloru, kā rezultātā radās dzeltena kristāliska viela, kas sastāv tikai no hlora. Tālāk tika teikts, ka Anglijā, secīgi aizstājot visus atomus organiskajos savienojumos ar hlora atomiem, parastie audumi tiek pārvērsti par hloru, un tajā pašā laikā lietas saglabā savu izskatu. Zemsvītras piezīmē bija teikts, ka Londonas veikalos aktīvi tiek tirgoti materiāli, kas sastāv tikai no hlora, jo šis materiāls bija ļoti labs nakts cepurēm un siltām apakšbiksēm.
Hlora reakcija ar organiskiem savienojumiem izraisa daudzu hlororganisko produktu veidošanos, starp kuriem ir plaši izmantotie šķīdinātāji: metilēnhlorīds CH 2 Cl 2, hloroforms CHCl 3, tetrahlorogleklis CCl 4, trihloretilēns CHCl=CCl 2, tetrahloretilēns C 2 Cl 4 . Mitruma klātbūtnē hlors izmaina augu zaļās lapas un daudzas krāsvielas. To izmantoja 18. gadsimtā. audumu balināšanai.
Hlors kā indīga gāze.
Šēle, kas saņēma hloru, atzīmēja ļoti nepatīkamu spēcīgu smaku, apgrūtinātu elpošanu un klepu. Kā vēlāk noskaidrojām, cilvēks sajūt hlora smaku pat tad, ja vienā litrā gaisa ir tikai 0,005 mg šīs gāzes, un tajā pašā laikā tā jau kairinoši iedarbojas uz elpceļiem, iznīcinot elpceļu gļotādas šūnas. trakts un plaušas. Koncentrāciju 0,012 mg/l ir grūti panest; ja hlora koncentrācija pārsniedz 0,1 mg/l, tas kļūst bīstams dzīvībai: elpošana paātrina, kļūst konvulsīvāka un pēc tam kļūst arvien retāka, un pēc 5–25 minūtēm elpošana apstājas. Rūpniecības uzņēmumu maksimāli pieļaujamā koncentrācija gaisā ir 0,001 mg/l, bet dzīvojamo rajonu gaisā - 0,00003 mg/l.
Sanktpēterburgas akadēmiķis Tovijs Egorovičs Lovics, atkārtojot Šēles eksperimentu 1790. gadā, nejauši izlaida gaisā ievērojamu daudzumu hlora. Pēc tā ieelpošanas viņš zaudēja samaņu un krita, pēc tam astoņas dienas cieta neciešamas sāpes krūtīs. Par laimi viņš atveseļojās. Slavenais angļu ķīmiķis Deivijs gandrīz nomira no saindēšanās ar hloru. Eksperimenti ar pat nelielu hlora daudzumu ir bīstami, jo tie var izraisīt nopietnus plaušu bojājumus. Viņi stāsta, ka vācu ķīmiķis Egons Vibergs vienu no savām lekcijām par hloru sācis ar vārdiem: “Hlors ir indīga gāze. Ja nākamajā demonstrācijā saindēšos, lūdzu, izvediet mani svaigā gaisā. Bet diemžēl lekcija būs jāpārtrauc.” Ja jūs izlaižat gaisā daudz hlora, tas kļūst par īstu katastrofu. To Pirmā pasaules kara laikā piedzīvoja anglo-franču karaspēks. 1915. gada 22. aprīļa rītā vācu pavēlniecība nolēma veikt pirmo gāzes uzbrukumu karu vēsturē: vējam pūšot ienaidnieka virzienā, nelielā frontes posmā pie Beļģijas pilsētas Ipras. , vienlaikus tika atvērti 5730 cilindru vārsti, katrs satur 30 kg šķidrā hlora. 5 minūšu laikā izveidojās milzīgs dzeltenzaļš mākonis, kas lēnām attālinājās no vācu ierakumiem uz sabiedroto pusi. Angļu un franču karavīri bija pilnīgi neaizsargāti. Gāze caur spraugām iekļuva visās patversmēs, no tās nevarēja izbēgt: galu galā gāzmaska vēl nebija izgudrota. Rezultātā saindējās 15 tūkstoši cilvēku, no tiem 5 tūkstoši līdz nāvei. Mēnesi vēlāk, 31. maijā, vācieši atkārtoja gāzes uzbrukumu austrumu frontē – pret Krievijas karaspēku. Tas notika Polijā netālu no Bolimovas pilsētas. 12 km frontē no 12 tūkstošiem balonu izplūda 264 tonnas hlora un daudz toksiskāka fosgēna maisījuma (ogļskābes hlorīds COCl 2). Cara pavēlniecība zināja par notikušo Ipresā, bet krievu karavīriem nebija aizsardzības līdzekļu! Gāzes uzbrukuma rezultātā zaudējumi sasniedza 9146 cilvēkus, no kuriem tikai 108 bija šautenes un artilērijas apšaudes rezultātā, pārējie tika saindēti. Tajā pašā laikā gandrīz nekavējoties nomira 1183 cilvēki.
Drīz vien ķīmiķi parādīja, kā izbēgt no hlora: jāelpo caur marles saiti, kas samērcēta nātrija tiosulfāta šķīdumā (šo vielu izmanto fotogrāfijā, to mēdz dēvēt par hiposulfītu). Hlors ļoti ātri reaģē ar tiosulfāta šķīdumu, to oksidējot:
Na 2S 2O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Protams, arī sērskābe nav nekaitīga viela, taču tās atšķaidītais ūdens šķīdums ir daudz mazāk bīstams nekā indīgais hlors. Tāpēc tajos gados tiosulfātam bija cits nosaukums - “antihlors”, taču pirmās tiosulfāta gāzmaskas nebija īpaši efektīvas.
1916. gadā krievu ķīmiķis un topošais akadēmiķis Nikolajs Dmitrijevičs Zelinskis izgudroja patiesi efektīvu gāzmasku, kurā toksiskās vielas aizturēja aktīvās ogles slānis. Šādas ogles ar ļoti attīstītu virsmu varētu saglabāt ievērojami vairāk hlora nekā marle, kas samērcēta ar hiposulfītu. Par laimi, “hlora uzbrukumi” palika tikai traģiska vēstures epizode. Pēc pasaules kara hloram bija palikušas tikai mierīgas profesijas.
Hlora lietošana.
Katru gadu pasaulē tiek saražots milzīgs hlora daudzums – desmitiem miljonu tonnu. Tikai ASV līdz 20. gadsimta beigām. Ik gadu elektrolīzes ceļā tika saražoti aptuveni 12 miljoni tonnu hlora (10. vieta ķīmiskās ražošanas jomā). Lielākā daļa no tā (līdz 50%) tiek tērēta organisko savienojumu hlorēšanai - šķīdinātāju, sintētiskā kaučuka, polivinilhlorīda un citu plastmasu, hloroprēna gumijas, pesticīdu, medikamentu un daudzu citu nepieciešamo un noderīgu produktu ražošanai. Pārējais tiek patērēts neorganisko hlorīdu sintēzei, celulozes un papīra rūpniecībā koksnes balināšanai un ūdens attīrīšanai. Metalurģijas rūpniecībā hlors tiek izmantots salīdzinoši nelielos daudzumos. Ar tās palīdzību tiek iegūti ļoti tīri metāli - titāns, alva, tantals, niobijs. Dedzinot ūdeņradi hlorā, iegūst hlorūdeņradi, un no tā iegūst sālsskābi. Hloru izmanto arī balinātāju (hipohlorītu, balinātāju) ražošanai un ūdens dezinfekcijai ar hlorēšanu.
Iļja Lensons
KRIEVIJAS FEDERĀCIJAS Izglītības un zinātnes ministrija
Federālā valsts budžeta augstākās profesionālās izglītības iestāde
IVANOVSKAS VALSTS ĶĪMISKI TEHNOLOĢISKĀ UNIVERSITĀTE
TP un MET departaments
Eseja
Hlors: īpašības, pielietojums, ražošana
Vadītājs: Efremovs A.M.
Ivanova 2015
Ievads
Galvenā informācija par hloru
Hlora lietošana
Ķīmiskās metodes hlora iegūšanai
Elektrolīze. Procesa jēdziens un būtība
Hlora rūpnieciskā ražošana
Drošības pasākumi hlora ražošanā un vides aizsardzībā
Secinājums
Ievads
hlora ķīmiskā elementa elektrolīze
Tā kā hlors tiek plaši izmantots dažādās zinātnes jomās, rūpniecībā, medicīnā un sadzīvē, pieprasījums pēc tā pēdējā laikā ir katastrofāli pieaudzis. Ir daudzas metodes hlora iegūšanai, izmantojot laboratorijas un rūpnieciskās metodes, taču tām visām ir vairāk trūkumu nekā priekšrocību. Hlora iegūšana, piemēram, no sālsskābes, kas ir daudzu ķīmijas un citu nozaru blakusprodukts un atkritumi, vai sāls atradnēs iegūtā galda sāls ir diezgan energoietilpīgs process, kas ir kaitīgs no vides viedokļa un ļoti bīstami dzīvībai un veselībai.
Šobrīd ļoti aktuāla ir problēma izstrādāt hlora ražošanas tehnoloģiju, kas novērstu visus iepriekš minētos trūkumus un arī ar augstu hlora iznākumu.
.Vispārīga informācija par hloru
Hloru 1774. gadā pirmo reizi ieguva K. Šēle, reaģējot sālsskābei ar piroluzītu MnO2. Taču tikai 1810. gadā G. Deivijs konstatēja, ka hlors ir elements, un nosauca to par hloru (no grieķu hloros — dzeltenzaļš). 1813. gadā J. L. Gay-Lussac ierosināja šim elementam nosaukumu “Hlors”.
Hlors ir D.I.Mendeļejeva elementu periodiskās tabulas VII grupas elements. Molekulmasa 70,906, atommasa 35,453, atomu skaits 17, pieder halogēnu saimei. Normālos apstākļos brīvais hlors, kas sastāv no diatomiskām molekulām, ir zaļgani dzeltena, neuzliesmojoša gāze ar raksturīgu asu un kairinošu smaržu. Tas ir indīgs un izraisa nosmakšanu. Saspiesta hlora gāze atmosfēras spiedienā pārvēršas dzintara krāsā pie -34,05 °C, sacietē pie -101,6 °C un 1 atm spiedienā. Parasti hlors ir 75,53% 35Cl un 24,47% 37Cl maisījums. Normālos apstākļos hlora gāzes blīvums ir 3,214 kg/m3, tas ir, tas ir aptuveni 2,5 reizes smagāks par gaisu.
Ķīmiski hlors ir ļoti aktīvs, tieši savienojas ar gandrīz visiem metāliem (ar dažiem tikai mitruma klātbūtnē vai karsējot) un ar nemetāliem (izņemot oglekli, slāpekli, skābekli, inertās gāzes), veidojot atbilstošos hlorīdus, reaģē ar daudzus savienojumus, aizvieto ūdeņradi piesātinātajos ogļūdeņražos un savienojas ar nepiesātinātajiem savienojumiem. Tas ir saistīts ar plašu pielietojumu klāstu. Hlors izspiež bromu un jodu no to savienojumiem ar ūdeņradi un metāliem. Sārmu metāli mitruma pēdu klātbūtnē reaģē ar hloru ar aizdegšanos; lielākā daļa metālu reaģē ar sausu hloru tikai karsējot. Tērauds, kā arī daži metāli ir izturīgi pret sausā hlora atmosfēru zemā temperatūrā, tāpēc tos izmanto sausā hlora iekārtu un uzglabāšanas telpu ražošanai. Fosfors aizdegas hlora atmosfērā, veidojot PCl3, bet tālāk hlorējot - PCl5. Sērs ar hloru karsējot rada S2Cl2, SCl2 un citus SnClm. Arsēns, antimons, bismuts, stroncijs, telūrs enerģiski reaģē ar hloru. Hlora un ūdeņraža maisījums sadedzina ar bezkrāsainu vai dzeltenzaļu liesmu, veidojot hlorūdeņradi (tā ir ķēdes reakcija). Maksimālā ūdeņraža-hlora liesmas temperatūra ir 2200°C. Hlora un ūdeņraža maisījumi, kas satur no 5,8 līdz 88,5% H2, ir sprādzienbīstami un var eksplodēt no gaismas, elektriskās dzirksteles, siltuma vai noteiktu vielu, piemēram, dzelzs oksīdu, klātbūtnes.
Ar skābekli hlors veido oksīdus: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, kā arī hipohlorītus (hipohlorskābes sāļus), hlorītus, hlorātus un perhlorātus. Visi hlora skābekļa savienojumi veido sprādzienbīstamus maisījumus ar viegli oksidējamām vielām. Hlora oksīdi ir nestabili un var spontāni eksplodēt; glabāšanas laikā hipohlorīti lēnām sadalās; hlorāti un perhlorāti var eksplodēt iniciatoru ietekmē. Hlors ūdenī hidrolizējas, veidojot hipohlorskābes un sālsskābes: Cl2 + H2O? HClO + HCl. Iegūto dzeltenīgo šķīdumu bieži sauc par hlora ūdeni. Hlorējot sārmu ūdens šķīdumus aukstumā, veidojas hipohlorīti un hlorīdi: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, karsējot veidojas hlorāti. Sausā kalcija hidroksīda hlorēšana rada balinātāju. Kad amonjaks reaģē ar hloru, veidojas slāpekļa trihlorīds. Hlorējot organiskos savienojumus, hlors vai nu aizstāj ūdeņradi, vai savienojas ar vairākām saitēm, veidojot dažādus hloru saturošus organiskos savienojumus. Hlors veido starphalogēnu savienojumus ar citiem halogēniem. Hlora fluorīdi ClF, ClF3, ClF3 ir ļoti reaģējoši; piemēram, ClF3 atmosfērā stikla vate spontāni aizdegas. Zināmi hlora savienojumi ar skābekli un fluoru ir hlora oksifluorīdi: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 un fluora perhlorāts FClO4.
Hlors dabā sastopams tikai savienojumu veidā. Tās vidējais saturs zemes garozā ir 1,7·10-2% pēc masas. Ūdens migrācijai ir liela nozīme hlora vēsturē zemes garozā. Clion veidā tas ir atrodams Pasaules okeānā (1,93%), pazemes sālījumos un sālsezeros. Savu minerālu (galvenokārt dabisko hlorīdu) skaits ir 97, no kuriem galvenais ir halīts NaCl (akmens sāls). Zināmas arī lielas kālija un magnija hlorīdu un jaukto hlorīdu atradnes: silvinīts KCl, silvinīts (Na,K)Cl, karnalīts KCl MgCl2 6H2O, kainīts KCl MgSO4 3H2O, bišofīts MgCl2 6H2O. Zemes vēsturē liela nozīme bija vulkāniskās gāzēs esošā HCl piegādei zemes garozas augšdaļās.
Hlora kvalitātes standarti
Indikatora nosaukums GOST 6718-93 Augstākā pakāpe Pirmā šķira Hlora tilpuma daļa, ne mazāk kā, % 99.899.6 Ūdens masas daļa, ne vairāk kā % 0.010.04 Slāpekļa trihlorīda masas daļa, ne vairāk kā % 0.0020.004 Masa negaistošā atlikuma frakcija, ne vairāk kā %0 ,0150,10
Hlora uzglabāšana un transportēšana
Hlors, kas ražots ar dažādām metodēm, tiek uzglabāts īpašās “tvertnēs” vai iesūknēts tērauda cilindriskos (tilpums 10-250 m3) un sfēriskos (tilpums 600-2000 m3) cilindros ar paša tvaika spiedienu 18 kgf/cm2. Maksimālais uzglabāšanas apjoms ir 150 tonnas. Baloniem ar šķidro hloru zem spiediena ir īpaša krāsa - aizsargkrāsa. Ja hlora balonā pazeminās spiediens, notiek pēkšņa gāzes izdalīšanās, kuras koncentrācija vairākas reizes pārsniedz letālo koncentrāciju. 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. Hloru transportē konteineros, dzelzceļa cisternās un cilindros, kas kalpo kā pagaidu uzglabāšana.
2.Hlora lietošana
Hloru galvenokārt patērē ķīmiskā rūpniecība dažādu organisko hlora atvasinājumu ražošanai, ko izmanto plastmasas, sintētisko kaučuku, ķīmisko šķiedru, šķīdinātāju, insekticīdu u.c. ražošanai. Pašlaik vairāk nekā 60% no pasaulē saražotā hlora tiek izmantoti organiskai sintēzei. Turklāt hloru izmanto sālsskābes, balinātāju, hlorātu un citu produktu ražošanai. Ievērojamu daudzumu hlora izmanto metalurģijā hlorēšanai polimetālu rūdu pārstrādes laikā, zelta ieguvei no rūdām, kā arī izmanto naftas pārstrādes rūpniecībā, lauksaimniecībā, medicīnā un sanitārijā, dzeramo un notekūdeņu neitralizēšanai. , pirotehnikā un vairākās citās tautsaimniecības jomās. Hlora izmantošanas jomu attīstības rezultātā, galvenokārt pateicoties veiksmīgai organiskajai sintēzei, pasaulē hlora ražošana ir vairāk nekā 20 miljoni tonnu gadā.
Galvenie hlora pielietošanas un izmantošanas piemēri dažādās zinātnes nozarēs, rūpniecībā un sadzīves vajadzībām:
1.polivinilhlorīda, plastmasas maisījumu, sintētiskā kaučuka ražošanā, no kā izgatavo: stiepļu izolāciju, logu profilus, iepakojuma materiālus, apģērbu un apavus, linoleja un gramofona plates, lakas, iekārtas un putuplastu, rotaļlietas, instrumentu detaļas, Būvmateriāli. Polivinilhlorīdu iegūst, polimerizējot vinilhlorīdu, ko mūsdienās visbiežāk ražo no etilēna ar hlora līdzsvarotu metodi, izmantojot starpproduktu 1,2-dihloretānu.
CH2=CH2+Cl2=>CH2Cl-CH2ClCl-CH2Cl=> CH2=CHCl+HCl
1)kā balinātāju (lai gan “balina” nevis pats hlors, bet gan atomskābeklis, kas veidojas hipohlorskābes sadalīšanās laikā pēc reakcijas: Cl2 + H2O ? HCl + HClO ? 2HCl + O*).
2)hlororganisko insekticīdu ražošanā - vielas, kas iznīcina kultūraugiem kaitīgos kukaiņus, bet ir drošas augiem (aldrīns, DDT, heksahlorāns). Viens no svarīgākajiem insekticīdiem ir heksahlorcikloheksāns (C6H6Cl6).
)izmanto kā ķīmisko kaujas līdzekli, kā arī citu ķīmisko kaujas vielu ražošanai: sinepju gāzi (C4H8Cl2S), fosgēnu (CCl2O).
)ūdens dezinfekcijai - “hlorēšana”. Visizplatītākā dzeramā ūdens dezinfekcijas metode ir balstīta uz brīvā hlora un tā savienojumu spēju inhibēt mikroorganismu enzīmu sistēmas, kas katalizē redoksprocesus. Dzeramā ūdens dezinfekcijai izmanto: hlors (Cl2), hlora dioksīds (ClO2), hloramīns (NH2Cl) un balinātājs (Ca(Cl)OCl).
)pārtikas rūpniecībā reģistrēta kā pārtikas piedeva E925.
)kaustiskās sodas (NaOH) ķīmiskajā ražošanā (izmanto viskozes ražošanā, ziepju rūpniecībā), sālsskābi (HCl), balinātāju, bertolīta sāli (KClO3), metālu hlorīdus, indes, zāles, mēslojumu.
)metalurģijā tīru metālu ražošanai: titāns, alva, tantals, niobijs.
TiO2 + 2C + 2Cl2 => TiCl4 + 2CO;
TiCl4 + 2Mg => 2MgCl2 + Ti (pie T = 850°C)
)kā saules neitrīno indikatoru hlora-argona detektoros (ideju par “hlora detektoru” saules neitrīno reģistrēšanai ierosināja slavenais padomju fiziķis akadēmiķis B. Pontekorvo, un to īstenoja amerikāņu fiziķis R. Deiviss un viņa līdzstrādnieki. Noķēris hlora izotopa neitrīno kodolu ar atommasu 37, pārvēršas izotopa argona-37 kodolā, kas rada vienu elektronu, kuru var reģistrēt.).
Daudzas attīstītās valstis cenšas ierobežot hlora izmantošanu ikdienas dzīvē, tostarp tāpēc, ka hloru saturošu atkritumu sadegšana rada ievērojamu daudzumu dioksīnu (globālu ekotoksisku vielu ar spēcīgām mutagēnām īpašībām).
3. Ķīmiskās metodes hlora iegūšanai
Iepriekš hlora ražošana ar ķīmiskiem līdzekļiem, izmantojot Weldon un Deacon metodes, bija izplatīta. Šajos procesos hlors tika iegūts, oksidējot ūdeņraža hlorīdu, kas veidojas kā blakusprodukts nātrija sulfāta ražošanā no galda sāls, iedarbojoties ar sērskābi.
reakcija, kas notiek, izmantojot Veldona metodi:
4HCl + MnO2 =>MnCl2+ 2H2O + Cl2
reakcija, kas notiek, izmantojot Dikona metodi:
HCl + O2 => 2H2O + 2Cl2
Dikonovska procesā kā katalizators tika izmantots vara hlorīds, kura 50% šķīdums (dažkārt pievienojot NaCl) tika piesūcināts ar porainu keramikas nesēju. Optimālā reakcijas temperatūra uz šāda katalizatora parasti bija diapazonā no 430-490°. Šis katalizators ir viegli saindēts ar arsēna savienojumiem, ar kuriem tas veido neaktīvu vara arsenātu, kā arī sēra dioksīdu un sēra trioksīdu. Pat neliela sērskābes tvaiku daudzuma klātbūtne gāzē izraisa strauju hlora iznākuma samazināšanos secīgu reakciju rezultātā:
H2SO4 => SO2 + 1/2O2 + H2O+ C12 + 2H2O => 2НCl + H2SO4
C12 + H2O => 1/2O2 + 2HCl
Tādējādi sērskābe ir katalizators, kas veicina Cl2 apgriezto pārvēršanos par HCl. Tāpēc pirms oksidēšanas uz vara katalizatora hidrohlorīda gāze ir rūpīgi jāattīra no piemaisījumiem, kas samazina hlora iznākumu.
Diakona instalācija sastāvēja no gāzes sildītāja, gāzes filtra un tērauda cilindriska apvalka kontaktaparatūras, kura iekšpusē atradās divi koncentriski izvietoti keramikas cilindri ar caurumiem; gredzenveida telpa starp tām ir piepildīta ar katalizatoru. Ūdeņraža hlorīds tika oksidēts ar gaisu, tāpēc hlors tika atšķaidīts. Kontaktaparātā tika ievadīts maisījums, kas satur 25 tilp.% HCl un 75% gaisa (~16% O2), un gāze, kas iziet no aparāta, saturēja aptuveni 8% C12, 9% HCl, 8% ūdens tvaiku un 75% gaiss . Šādu gāzi pēc mazgāšanas ar HCl un žāvēšanu ar sērskābi parasti izmantoja balinātāja ražošanai.
Deacon procesa atjaunošana šobrīd balstās uz hlorūdeņraža oksidēšanu nevis ar gaisu, bet ar skābekli, kas ļauj iegūt koncentrētu hloru, izmantojot ļoti aktīvus katalizatorus. Iegūto hlora-skābekļa maisījumu pēc kārtas mazgā no HC1 atlikumiem ar 36 un 20% sālsskābi un žāvē ar sērskābi. Pēc tam hlors tiek sašķidrināts un skābeklis tiek atgriezts procesā. Hloru atdala arī no skābekļa, absorbējot hloru zem 8 atm spiediena ar sēra hlorīdu, kas pēc tam tiek reģenerēts, lai iegūtu 100% hloru:
Сl2 + S2CI2
Tiek izmantoti zemas temperatūras katalizatori, piemēram, vara dihlorīds, kas aktivēts ar retzemju metālu sāļiem, kas ļauj veikt procesu pat 100°C temperatūrā un līdz ar to krasi palielināt HCl pārvēršanās pakāpi par Cl2. Uz hroma oksīda katalizatora HCl sadedzina skābeklī 340-480°C temperatūrā. Aprakstīta katalizatora izmantošana no V2O5 maisījuma ar sārmu metālu pirosulfātiem un aktivatoriem uz silikagela 250–20°C temperatūrā. Ir izpētīts šī procesa mehānisms un kinētika un izveidoti optimālie apstākļi tā īstenošanai, jo īpaši verdošā slānī.
Ūdeņraža hlorīda oksidēšana ar skābekli tiek veikta arī, izmantojot izkausētu FeCl3 + KCl maisījumu divos posmos, ko veic atsevišķos reaktoros. Pirmajā reaktorā dzelzs hlorīds tiek oksidēts, veidojot hloru:
2FeCl3 + 1
Otrajā reaktorā dzelzs hlorīds tiek reģenerēts no dzelzs oksīda ar hlorūdeņradi:
O3 + 6HCI = 2FeCl3 + 3H20
Lai samazinātu dzelzs hlorīda tvaika spiedienu, pievieno kālija hlorīdu. Šo procesu ir ierosināts veikt arī vienā aparātā, kurā kontaktmasa, kas sastāv no Fe2O3, KC1 un vara, kobalta vai niķeļa hlorīda, kas nogulsnēts uz inerta nesēja, pārvietojas no aparāta augšas uz leju. Aparāta augšpusē tas iziet cauri karstai hlorēšanas zonai, kur Fe2O3 pārvēršas par FeCl3, mijiedarbojoties ar HCl, kas atrodas gāzes plūsmā, kas virzās no apakšas uz augšu. Pēc tam kontaktmasa tiek nolaista dzesēšanas zonā, kur skābekļa ietekmē veidojas elementārais hlors, un FeCl3 pārvēršas par Fe2O3. Oksidētā kontakta masa tiek atgriezta hlorēšanas zonā.
Līdzīga netieša HCl oksidēšana līdz Cl2 tiek veikta saskaņā ar šādu shēmu:
2HC1 + MgO = MgCl2 + H2O
Tiek ierosināts vienlaicīgi ražot hloru un sērskābi, 400600°C temperatūrā caur vanādija katalizatoru izlaižot gāzi, kas satur HCl, O2 un lielu SO2 pārpalikumu. Tad no gāzes kondensējas H2SO4 un HSO3Cl, un SO3 tiek absorbēts ar sērskābi, hlors paliek gāzes fāzē. HSO3Cl tiek hidrolizēts un atbrīvotais HC1 tiek atgriezts procesā.
Oksidēšanu vēl efektīvāk veic tādi oksidētāji kā PbO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7:
2KMnO4 + 16HCl => 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2^ +8H2O
Hloru var iegūt arī, oksidējot hlorīdus. Piemēram, kad NaCl un SO3 mijiedarbojas, notiek šādas reakcijas:
NaCl + 2SO3 = 2NaSO3Cl
NaSO3Cl = Cl2 + SO2 + Na2SO4
NaSO3Cl sadalās 275°C temperatūrā. SO2 un C12 gāzu maisījumu var atdalīt, absorbējot hloru SO2Cl2 vai CCl4 vai pakļaujot to rektifikācijai, kā rezultātā veidojas azeotrops maisījums, kas satur 88 mol. % Cl2 un 12 mol. %SO2. Azeotropo maisījumu var tālāk atdalīt, pārvēršot SO2 par SO2C12 un atdalot hlora pārpalikumu, un SO2Cl2, kas sadalās 200° temperatūrā par SO2 un Cl2, ko pievieno rektifikācijai nosūtītajam maisījumam.
Hloru var iegūt, oksidējot hlorīdu vai hlorūdeņradi ar slāpekļskābi, kā arī slāpekļa dioksīdu:
ZHCl + HNO3 => Сl2 + NOCl + 2Н2O
Vēl viens hlora iegūšanas veids ir nitrozilhlorīda sadalīšanās, ko var panākt ar tā oksidēšanu:
NOCl + O2 = 2NO2 + Cl2
Ir arī ierosināts, piemēram, oksidēt NOCl ar 75% slāpekļskābi, lai iegūtu hloru:
2NOCl + 4HNO3 = Cl2 + 6NO2 + 2H2O
Hlora un slāpekļa dioksīda maisījumu atdala, pārvēršot NO2 vājā slāpekļskābē, ko pēc tam izmanto HCl oksidēšanai procesa pirmajā posmā, veidojot Cl2 un NOCl. Galvenās grūtības, veicot šo procesu rūpnieciskā mērogā, ir korozijas novēršana. Kā aprīkojuma materiāli tiek izmantoti keramika, stikls, svins, niķelis un plastmasa. Izmantojot šo metodi ASV 1952.-1953. Iekārta darbojās ar jaudu 75 tonnas hlora dienā.
Ir izstrādāta cikliska metode hlora iegūšanai, oksidējot hlorūdeņradi ar slāpekļskābi, neveidojot nitrozilhlorīdu atbilstoši reakcijai:
2HCl + 2HNO3 = Cl2 + 2NO2 + 2H2O
Process notiek šķidrā fāzē pie 80°C, hlora iznākums sasniedz 100%, NO2 iegūst šķidrā veidā.
Pēc tam šīs metodes pilnībā tika aizstātas ar elektroķīmiskajām metodēm, taču šobrīd hlora ražošanas ķīmiskās metodes atkal tiek atdzīvinātas uz jaunām tehniskām bāzēm. Visi no tiem ir balstīti uz tiešu vai netiešu HCl (vai hlorīdu) oksidēšanu, un visizplatītākais oksidētājs ir atmosfēras skābeklis.
Elektrolīze. Procesa jēdziens un būtība
Elektrolīze ir elektroķīmisko redoksprocesu kopums, kas notiek uz elektrodiem tiešās elektriskās strāvas pārejas laikā caur kausējumu vai šķīdumu ar tajā iegremdētiem elektrodiem.
Rīsi. 4.1. Procesi, kas notiek elektrolīzes laikā. Elektrolīzes vannas diagramma: 1 - vanna, 2 - elektrolīts, 3 - anods, 4 - katods, 5 - barošanas avots
Elektrodi var būt jebkuri materiāli, kas vada elektrisko strāvu. Galvenokārt tiek izmantoti metāli un sakausējumi, nemetāla elektrodi var būt, piemēram, grafīta stieņi (vai ogleklis). Retāk šķidrumi tiek izmantoti kā elektrods. Pozitīvi uzlādēts elektrods ir anods. Negatīvi uzlādēts elektrods ir katods. Elektrolīzes laikā anods tiek oksidēts (izšķīst) un katods tiek reducēts. Tāpēc anods jāņem tā, lai tā izšķīšana neietekmētu ķīmisko procesu, kas notiek šķīdumā vai kausējumā. Šādu anodu sauc par inertu elektrodu. Kā inertu anodu varat izmantot grafītu (oglekli) vai platīnu. Kā katodu varat izmantot metāla plāksni (tā nešķīst). Piemērots varš, misiņš, ogleklis (vai grafīts), cinks, dzelzs, alumīnijs, nerūsējošais tērauds.
Kausējumu elektrolīzes piemēri:
Sāls šķīdumu elektrolīzes piemēri:
(Pie anoda tiek oksidēti Cl2 anjoni, nevis skābekļa O2 II ūdens molekulas, jo hlora elektronegativitāte ir mazāka par skābekli, un tāpēc hlors vieglāk atdod elektronus nekā skābeklis)
Ūdens elektrolīzi vienmēr veic inerta elektrolīta klātbūtnē (lai palielinātu ļoti vāja elektrolīta - ūdens elektrisko vadītspēju):
Atkarībā no inertā elektrolīta elektrolīzi veic neitrālā, skābā vai sārmainā vidē. Izvēloties inertu elektrolītu, jāņem vērā, ka metālu katjoni, kas ir tipiski reducētāji (piemēram, Li+, Cs+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+), ūdens vidē nekad netiek reducēti pie katoda. O tā vietā tiek oksidēts ūdens.
Elektrolīze ietver divus procesus: reaģējošo daļiņu migrāciju elektriskā lauka ietekmē uz elektroda virsmu un lādiņa pārnešanu no daļiņas uz elektrodu vai no elektroda uz daļiņu. Jonu migrāciju nosaka to mobilitāte un transporta skaits. Vairāku elektrisko lādiņu pārnešanas process parasti tiek veikts viena elektrona reakciju secības veidā, tas ir, pa posmiem, veidojot starpposma daļiņas (jonus vai radikāļus), kas dažkārt pastāv kādu laiku uz elektroda adsorbētā stāvoklī.
Elektrodu reakciju ātrums ir atkarīgs no:
elektrolītu sastāvs
elektrolītu koncentrācija
elektrodu materiāls
elektrodu potenciāls
temperatūra
hidrodinamiskie apstākļi.
Strāvas blīvums ir reakcijas ātruma mērs. Tas ir vektorfizikāls, kura moduli nosaka strāvas stipruma (pārnesto elektrisko lādiņu skaita laika vienībā) attiecība vadītājā pret šķērsgriezuma laukumu.
Faradeja elektrolīzes likumi ir kvantitatīvās attiecības, kas balstītas uz elektroķīmiskiem pētījumiem un palīdz noteikt elektrolīzes laikā radušos produktu masu. Vispārīgākajā formā likumi ir formulēti šādi:
)Faradeja pirmais elektrolīzes likums: elektrolīzes laikā uz elektroda nogulsnētās vielas masa ir tieši proporcionāla šim elektrodam nodotās elektroenerģijas daudzumam. Ar elektroenerģijas daudzumu mēs domājam elektrisko lādiņu, ko parasti mēra kulonos.
2)Faradeja otrais elektrolīzes likums: noteiktam elektroenerģijas daudzumam (elektriskajam lādiņam) uz elektroda nogulsnētā ķīmiskā elementa masa ir tieši proporcionāla elementa ekvivalentajai masai. Vielas ekvivalentā masa ir tās molārā masa, dalīts ar veselu skaitli atkarībā no ķīmiskās reakcijas, kurā viela piedalās.
Matemātiskā formā Faradeja likumus var attēlot šādi:
kur m ir uz elektroda nogulsnētās vielas masa gramos, vai kopējais elektriskais lādiņš, kas iet caur vielu = 96 485,33(83) C mol?1 ir Faradeja konstante, ir vielas molārā masa (Piemēram, molārais ūdens masa H2O = 18 g/mol), ir vielas jonu valences skaits (elektronu skaits uz jonu).
Ņemiet vērā, ka M/z ir nogulsnētās vielas ekvivalentā masa.
Pirmajam Faradeja likumam M, F un z ir konstantes, tāpēc, jo lielāka ir Q vērtība, jo lielāka būs m vērtība.
Otrajam Faradeja likumam Q, F un z ir konstantes, tāpēc jo lielāka ir M/z vērtība (ekvivalentā masa), jo lielāka būs m vērtība.
Vienkāršākajā gadījumā līdzstrāvas elektrolīze noved pie:
Sarežģītākā maiņstrāvas gadījumā strāvas kopējais lādiņš Q I( ?) tiek summēts laika gaitā? :
kur t ir kopējais elektrolīzes laiks.
Rūpniecībā elektrolīzes process tiek veikts īpašās ierīcēs - elektrolizatoros.
Hlora rūpnieciskā ražošana
Pašlaik hloru galvenokārt ražo ūdens šķīdumu elektrolīzes ceļā, proti, vienu no
Izejvielas hlora elektrolītiskajai ražošanai galvenokārt ir galda sāls NaCl šķīdumi, kas iegūti, izšķīdinot cieto sāli, vai dabīgie sālījumi. Ir trīs veidu sāls atradnes: fosilais sāls (apmēram 99% rezervju); sālsezeri ar pašsedimentētās sāls grunts nogulumiem (0,77%); pārējās ir pazemes šķelšanās. Galda sāls šķīdumi, neatkarīgi no to pagatavošanas veida, satur piemaisījumus, kas pasliktina elektrolīzes procesu. Veicot elektrolīzi ar cieto katodu, īpaši nelabvēlīgi iedarbojas kalcija katjoni Ca2+, Mg2+ un SO42-, savukārt elektrolīzes laikā ar šķidro katodu - smagos metālus saturošu savienojumu piemaisījumi, piemēram, hroms, vanādijs, germānija un molibdēns.
Hlora elektrolīzes kristāliskajam sālim jābūt ar šādu sastāvu (%): nātrija hlorīds ne mazāks par 97,5; Mg2+ ne vairāk kā 0,05; nešķīstošās nogulsnes ne vairāk kā 0,5; Ca2+ ne vairāk kā 0,4; K+ ne vairāk kā 0,02; SO42 - ne vairāk kā 0,84; mitrums ne vairāk kā 5; smago metālu piejaukums (nosaka ar amalgamas testu cm3 H2) ne vairāk kā 0,3. Sālījuma attīrīšanu veic ar sodas (Na2CO3) un kaļķa piena šķīdumu (Ca(OH)2 suspensija ūdenī). Papildus ķīmiskajai attīrīšanai šķīdumi tiek atbrīvoti no mehāniskiem piemaisījumiem, nostādinot un filtrējot.
Galda sāls šķīdumu elektrolīzi veic vannās ar cieto dzelzs (vai tērauda) katodu un ar diafragmām un membrānām, vannās ar šķidrā dzīvsudraba katodu. Industriālajiem elektrolizatoriem, ko izmanto, lai aprīkotu modernus lielus hlora cehus, jābūt ar augstu veiktspēju, vienkāršu dizainu, kompaktiem, uzticamiem un stabiliem darbiem.
Elektrolīze notiek saskaņā ar šādu shēmu:
MeCl + H2O => MeOH + Cl2 + H2,
kur Me ir sārmu metāls.
Galda sāls elektroķīmiskās sadalīšanās laikā elektrolizatoros ar cietiem elektrodiem notiek šādas pamata, atgriezeniskas un neatgriezeniskas jonu reakcijas:
galda sāls un ūdens molekulu disociācija (notiek elektrolītā)
NaCl-Na++Cl-
Hlora jonu oksidēšana (pie anoda)
C1- - 2e- => C12
ūdeņraža jonu un ūdens molekulu reducēšana (pie katoda)
Н+ - 2е- => Н2
Н2O - 2е - => Н2 + 2ОН-
Jonu savienojums nātrija hidroksīda molekulā (elektrolītā)
Na+ + OH- - NaOH
Noderīgi produkti ir nātrija hidroksīds, hlors un ūdeņradis. Visi tie tiek izņemti no elektrolizatora atsevišķi.
Rīsi. 5.1. Diafragmas elektrolizatora shēma
Elektrolizatora ar cieto katodu (3. att.) dobums ir sadalīts ar porainu
Pirmie rūpnieciskie elektrolizatori darbojās partijas režīmā. Tajos esošie elektrolīzes produkti tika atdalīti ar cementa diafragmu. Pēc tam tika izveidoti elektrolizatori, kuros elektrolīzes produktu atdalīšanai tika izmantotas zvanveida starpsienas. Nākamajā posmā parādījās elektrolizatori ar plūsmas diafragmu. Viņi apvienoja pretplūsmas principu ar atdalošās diafragmas izmantošanu, kas tika izgatavota no azbesta kartona. Pēc tam tika atklāta metode diafragmas ražošanai no azbesta celulozes, kas aizgūta no papīra rūpniecības tehnoloģijas. Šī metode ļāva izstrādāt elektrolizatoru konstrukcijas lielām strāvas slodzēm ar nenoņemamu kompaktu pirkstu katodu. Lai palielinātu azbesta diafragmas kalpošanas laiku, tiek ierosināts tās sastāvā kā pārklājumu vai saiti iekļaut dažus sintētiskos materiālus. Ir arī ierosināts izgatavot diafragmas pilnībā no jauniem sintētiskiem materiāliem. Ir pierādījumi, ka šādu kombinēto azbesta sintētisko vai speciāli ražotu sintētisko diafragmu kalpošanas laiks ir līdz 500 dienām. Tiek izstrādātas arī īpašas jonu apmaiņas diafragmas, kas ļauj iegūt tīru kaustisko sodu ar ļoti zemu nātrija hlorīda saturu. Šādu diafragmu darbība balstās uz to selektīvo īpašību izmantošanu dažādu jonu pārejai.
Agrīnās konstrukcijās strāvas vadu kontaktpunkti uz grafīta anodiem tika noņemti no elektrolīzera dobuma uz ārpusi. Pēc tam tika izstrādātas metodes, lai aizsargātu elektrolītā iegremdēto anodu kontaktdaļas. Izmantojot šos paņēmienus, tika izveidoti rūpnieciskie elektrolizatori ar apakšējo strāvas padevi, kuros anoda kontakti atrodas elektrolizatora dobumā. Mūsdienās tos visur izmanto hlora un kaustiskās sodas ražošanai uz cieta katoda.
Piesātināta galda sāls šķīduma (attīrīta sālījuma) plūsma nepārtraukti ieplūst diafragmas elektrolizatora anoda telpā. Elektroķīmiskā procesa rezultātā pie anoda izdalās hlors, sadaloties galda sāls, un ūdeņradis pie katoda, sadaloties ūdenim. Hloru un ūdeņradi no elektrolizatora izņem bez sajaukšanas, atsevišķi. Šajā gadījumā gandrīz katoda zona ir bagātināta ar nātrija hidroksīdu. Šķīdums no gandrīz katoda zonas, ko sauc par elektrolītisko šķidrumu, kas satur nesadalījušos galda sāli (apmēram pusi no daudzuma, kas tiek piegādāts kopā ar sālījumu) un nātrija hidroksīdu, tiek nepārtraukti izņemts no elektrolizatora. Nākamajā posmā elektrolītiskais šķidrums tiek iztvaicēts un NaOH saturs tajā tiek noregulēts uz 42-50% saskaņā ar standartu. Palielinoties nātrija hidroksīda koncentrācijai, galda sāls un nātrija sulfāts izgulsnējas.
NaOH šķīdumu dekantē no kristāliem un kā gatavu produktu pārnes uz noliktavu vai kodīgās kausēšanas stadiju, lai iegūtu cietu produktu. Kristālisks galda sāls (reversais sāls) tiek atgriezts elektrolīzē, sagatavojot tā saukto reverso sālījumu. Lai izvairītos no sulfāta uzkrāšanās šķīdumos, pirms reversā sālījuma sagatavošanas no tā tiek noņemts sulfāts. Galda sāls zudumu kompensē, pievienojot svaigu sālījumu, kas iegūts, pazemē izskalojot sāls slāņus vai izšķīdinot cieto galda sāli. Pirms sajaukšanas ar atgriezenisko sālījumu svaigu sālījumu attīra no mehāniskām suspensijām un ievērojamas kalcija un magnija jonu daļas. Iegūtais hlors tiek atdalīts no ūdens tvaikiem, saspiests un nodots vai nu tieši patērētājiem, vai hlora sašķidrināšanai. Ūdeņradis tiek atdalīts no ūdens, saspiests un nodots patērētājiem.
Membrānas elektrolizatorā notiek tādas pašas ķīmiskās reakcijas kā diafragmas elektrolizatorā. Porainas diafragmas vietā tiek izmantota katjonu membrāna (5. att.).
Rīsi. 5.2. Membrānas elektrolizatora diagramma
Membrāna novērš hlora jonu iekļūšanu katolītā (elektrolītā katoda telpā), kā rezultātā kaustiskā soda var iegūt tieši elektrolizatorā gandrīz bez sāls, ar koncentrāciju no 30 līdz 35%. Tā kā sāls nav jāatdala, iztvaicēšana ļauj daudz vienkāršāk un ar zemākām kapitāla un enerģijas izmaksām ražot 50% komerciālās kaustiskās sodas. Tā kā kaustiskā soda membrānas procesā ir daudz augstākas koncentrācijas, kā katodu izmanto dārgu niķeli.
Rīsi. 5.3. Dzīvsudraba elektrolizatora shēma
Kopējā galda sāls sadalīšanās reakcija dzīvsudraba elektrolizatoros ir tāda pati kā diafragmas elektrolizatoros:
NaCl+H2O => NaOH + 1/2Сl2+ 1/2Н2
Tomēr šeit tas notiek divos posmos, katrs atsevišķā aparātā: elektrolizatorā un sadalītājā. Tie ir strukturāli apvienoti viens ar otru un tiek saukti par elektrolītisko vannu un dažreiz arī par dzīvsudraba elektrolizatoru.
Procesa pirmajā posmā - elektrolizatorā - notiek galda sāls elektrolītiskā sadalīšanās (tā piesātinātais šķīdums tiek piegādāts elektrolizatoram), lai iegūtu hloru pie anoda un nātrija amalgamu pie dzīvsudraba katoda saskaņā ar šādu reakciju. :
NaCl + nHg => l/2Cl2 + NaHgn
Sadalītājs iziet procesa otro posmu, kurā ūdens ietekmē nātrija amalgama pārvēršas nātrija hidroksīdā un dzīvsudrabā:
NaHgn + H2O => NaOH +1/2H2+nHg
No visa sāls, kas ievadīts elektrolizatorā ar sālījumu, tikai 15-20% no piegādātā daudzuma nonāk reakcijā (2), un pārējais sāls kopā ar ūdeni atstāj elektrolizatoru hloranolīta veidā - šķīduma veidā. galda sāls ūdenī, kas satur 250-270 kg/m3 NaCl, kas piesātināts ar hloru. “Spēcīgā amalgama”, kas izplūst no elektrolizatora, un ūdens tiek ievadīti sadalītājā.
Elektrolizators visos pieejamos konstrukcijās ir izgatavots garas un salīdzinoši šauras, nedaudz slīpas tērauda tranšejas formā, pa kuras dibenu gravitācijas ietekmē plūst plāns amalgamas slānis, kas ir katods, un virsū plūst anolīts. Sālījums un vāja amalgama tiek padots no elektrolizatora augšējās paceltās malas caur "ieplūdes kabatu".
Spēcīga amalgama plūst no elektrolizatora apakšējā gala caur "izejas kabatu". Hlors un hloranolīts kopā izplūst caur cauruli, kas atrodas arī elektrolizatora apakšējā galā. Anodi tiek piekārti virs visa amalgamas plūsmas spoguļa vai katoda 3-5 mm attālumā no katoda. Elektrolīzera augšdaļa ir pārklāta ar vāku.
Ir izplatīti divu veidu sadalītāji: horizontāli un vertikāli. Pirmie ir izgatavoti tērauda slīpa teknes formā, kuras garums ir tāds pats kā elektrolizators. Amalgamas straume plūst pa sadalītāja dibenu, kas ir uzstādīts nelielā leņķī. Šajā plūsmā ir iegremdēta no grafīta izgatavota sadalītāja sprausla. Ūdens kustas pretstrāvā. Amalgamas sadalīšanās rezultātā ūdens tiek piesātināts ar kodīgu vielu. Kaustiskais šķīdums kopā ar ūdeņradi iziet no sadalītāja caur cauruli apakšā, un slikta amalgama vai dzīvsudrabs tiek iesūknēts šūnas kabatā.
Papildus elektrolizatoram, sadalītājam, kabatām un pārvades cauruļvadiem elektrolīzes vannas komplektā ietilpst dzīvsudraba sūknis. Tiek izmantoti divu veidu sūkņi. Gadījumos, kad vannas ir aprīkotas ar vertikālu bioreaktoru vai ja bioreaktors ir uzstādīts zem elektrolizatora, tiek izmantoti tradicionālie iegremdējamie centrbēdzes sūkņi, kas nolaisti bioreaktorā. Vannām, kurās sadalītājs ir uzstādīts blakus elektrolizatoram, amalgama tiek sūknēta ar oriģinālā tipa konisku rotācijas sūkni.
Visas elektrolizatora tērauda daļas, kas nonāk saskarē ar hloru vai hloranolītu, ir aizsargātas ar īpašas pakāpes vulkanizētas gumijas pārklājumu (sveķu pārklājumu). Aizsargājošais gumijas slānis nav pilnībā izturīgs. Laika gaitā tas kļūst hlorēts, kļūst trausls un plaisā temperatūras ietekmē. Periodiski aizsargslānis tiek atjaunots. Visas pārējās elektrolīzes vannas daļas: sadalītājs, sūknis, pārplūdes ir izgatavotas no neaizsargāta tērauda, jo ne ūdeņradis, ne kodīgs šķīdums to nerūsē.
Pašlaik dzīvsudraba elektrolizatoros visizplatītākie ir grafīta anodi. Taču tos nomaina ORTA.
6.Drošības pasākumi hlora ražošanā
un vides aizsardzība
Bīstamību personālam hlora ražošanā nosaka augstā hlora un dzīvsudraba toksicitāte, iespēja iekārtās veidoties sprādzienbīstami hlora un ūdeņraža, ūdeņraža un gaisa gāzu maisījumi, kā arī slāpekļa trihlorīda šķīdumi šķidrā hlorā. , izmantošana elektrolizatoru ražošanā - ierīces, kurām ir paaugstināts elektriskais potenciāls attiecībā pret zemi, šajā ražošanā ražoto kodīgo sārmu īpašības.
Gaisa ieelpošana, kas satur 0,1 mg/l hlora 30-60 minūtes, ir dzīvībai bīstama. Gaisa, kas satur vairāk nekā 0,001 mg/l hlora, ieelpošana kairina elpceļus. Maksimāli pieļaujamā hlora koncentrācija (MPC) apdzīvotu vietu gaisā: vidēji diennaktī 0,03 mg/m3, maksimālā vienreizēja 0,1 mg/m3, ražošanas telpu darba zonas gaisā 1 mg/m3, smaka. uztveres slieksnis 2 mg/m3. Koncentrācijā 3-6 mg/m3 ir jūtama izteikta smaka, rodas acu un deguna gļotādu kairinājums (apsārtums), pie 15 mg/m3 - nazofarneksa kairinājums, pie 90 mg/m3 - intensīvi klepus lēkmes. . 120 - 180 mg/m3 iedarbība 30-60 minūtes ir dzīvībai bīstama, pie 300 mg/m3 iespējama nāve, 2500 mg/m3 koncentrācija izraisa nāvi 5 minūšu laikā, pie koncentrācijas 3000 mg/m3 nāve. rodas pēc dažām elpas vilcieniem. Maksimālā pieļaujamā hlora koncentrācija rūpniecisko un civilo gāzmasku filtrēšanai ir 2500 mg/m3.
Hlora klātbūtni gaisā nosaka ķīmiskās izlūkošanas ierīces: VPKhR, PPKhR, PKhR-MV, izmantojot indikatorlampas IT-44 (rozā krāsa, jutības slieksnis 5 mg/m3), IT-45 (oranža krāsa), aspiratori AM- 5, AM- 0055, AM-0059, NP-3M ar hlora indikatora caurulēm, universāls gāzes analizators UG-2 ar mērījumu diapazonu 0-80 mg/m3, gāzes detektors "Kolion-701" diapazonā no 0- 20 mg/m3. Atklātā kosmosā - ar SIP "KORSAR-X" ierīcēm. Iekštelpās - ar SIP "VEGA-M" ierīcēm. Lai nodrošinātu aizsardzību pret hloru darbības traucējumu vai avārijas situācijās, visiem darbnīcās esošajiem cilvēkiem ir jābūt un nekavējoties jālieto “B” vai “BKF” markas gāzmaskas (izņemot dzīvsudraba elektrolīzes darbnīcas), kā arī aizsargtērps: audums vai gumijoti uzvalki, gumijas zābaki un dūraiņi. Prethlora gāzmasku kastes jānokrāso dzeltenā krāsā.
Dzīvsudrabs ir indīgāks par hloru. Tā tvaiku maksimālā pieļaujamā koncentrācija gaisā ir 0,00001 mg/l. Tas ietekmē cilvēka ķermeni, ieelpojot un saskaroties ar ādu, kā arī saskaroties ar apvienotiem priekšmetiem. Tās tvaikus un šļakatas adsorbē (absorbē) apģērbs, āda un zobi. Tajā pašā laikā dzīvsudrabs viegli iztvaiko temperatūrā; pieejams elektrolīzes cehā, un tā tvaiku koncentrācija gaisā krietni pārsniedz maksimāli pieļaujamo. Tāpēc šķidrā katoda elektrolīzes veikali ir aprīkoti ar jaudīgu ventilāciju, kas normālas darbības laikā nodrošina pieļaujamo līmeni dzīvsudraba tvaiku koncentrācija. Tomēr drošai darbībai ar to nepietiek. Ir arī jāievēro tā sauktā dzīvsudraba disciplīna: ievērojiet noteikumus, kā rīkoties ar dzīvsudrabu. Pēc tiem darbinieki pirms darba uzsākšanas iziet sanitāro kontrolpunktu, kura tīrajā iecirknī atstāj mājas drēbes un uzvelk tikko izmazgātu veļu, kas ir speciālais apģērbs. Maiņas beigās virsdrēbes un netīrā veļa tiek atstāta sanitārās inspekcijas telpas netīrajā daļā, un darbinieki sanitārās inspekcijas telpas tīrajā nodaļā iet dušā, iztīra zobus un uzvelk sadzīves priekšmetus.
Darbnīcās, kur viņi strādā ar hloru un dzīvsudrabu, jāizmanto “G” zīmola gāzmaska (gāzmaskas kaste ir nokrāsota melnā krāsā un dzeltenas krāsas) un gumijas cimdus.“Dzīvsudraba disciplīnas” noteikumi nosaka, ka darbs ar dzīvsudrabu un amalgamētām virsmām jāveic tikai zem ūdens slāņa; Izlijušais dzīvsudrabs nekavējoties jāizskalo kanalizācijā, kur ir dzīvsudraba slazdi.
Vidi apdraud hlora un dzīvsudraba tvaiku emisijas atmosfērā, dzīvsudraba sāļu un dzīvsudraba pilienu izplūde, aktīvo hloru saturoši savienojumi notekūdeņos un augsnes saindēšanās ar dzīvsudraba dūņām. Hlors atmosfērā nonāk avāriju laikā, ar ventilācijas emisijām un izplūdes gāzēm no dažādām ierīcēm. Dzīvsudraba tvaikus izvada ar gaisu no ventilācijas sistēmām. Norma hlora saturam gaisā, izlaižot atmosfērā, ir 0,03 mg/m3. Šo koncentrāciju var sasniegt, ja izmanto sārmainu daudzpakāpju izplūdes gāzu mazgāšanu. Dzīvsudraba satura norma gaisā, izlaižot atmosfērā, ir 0,0003 mg/m3, un notekūdeņos, novadot ūdenstilpēs, ir 4 mg/m3.
Neitralizē hloru ar šādiem šķīdumiem:
kaļķa pienu, kuram 1 svara daļu dzēsto kaļķu ielej 3 daļās ūdens, kārtīgi samaisa, tad uzlej virsū kaļķa šķīdumu (piemēram, 10 kg dzēsto kaļķu + 30 l ūdens);
5% sodas ūdens šķīdums, kuram 2 masas daļas sodas izšķīdina, sajaucot ar 18 daļām ūdens (piemēram, 5 kg sodas + 95 litri ūdens);
5% kaustiskās sodas ūdens šķīdums, kuram 2 svara daļas kaustiskās sodas izšķīdina, sajaucot ar 18 daļām ūdens (piemēram, 5 kg kaustiskās sodas + 95 litri ūdens).
Ja hlora gāze noplūst, tiek izsmidzināts ūdens, lai nodzēstu tvaikus. Ūdens patēriņa norma nav standartizēta.
Kad šķidrais hlors izplūst, noplūdes vieta ir norobežota ar māla valni un piepildīta ar kaļķa pienu, sodas šķīdumu, kaustiskās sodas šķīdumu vai ūdeni. Lai neitralizētu 1 tonnu šķidrā hlora, nepieciešamas 0,6-0,9 tonnas ūdens vai 0,5-0,8 tonnas šķīdumu. Lai neitralizētu 1 tonnu šķidrā hlora, nepieciešamas 22-25 tonnas šķīdumu vai 333-500 tonnas ūdens.
Ūdens vai šķīdumu izsmidzināšanai tiek izmantotas laistīšanas un ugunsdzēsēju mašīnas, automātiskās uzpildes stacijas (AT, PM-130, ARS-14, ARS-15), kā arī hidranti un speciālās sistēmas, kas pieejamas ķīmiski bīstamās vietās.
Secinājums
Tā kā ar laboratorijas metodēm iegūtie hlora apjomi ir niecīgi salīdzinājumā ar pastāvīgi augošo pieprasījumu pēc šī produkta, nav jēgas veikt to salīdzinošo analīzi.
No elektroķīmiskajām ražošanas metodēm vienkāršākā un ērtākā ir elektrolīze ar šķidro (dzīvsudraba) katodu, taču šī metode nav bez trūkumiem. Tas rada ievērojamu kaitējumu videi, iztvaikojot un izplūstot metāliskajam dzīvsudrabam un hlora gāzei.
Elektrolizatori ar cieto katodu novērš vides piesārņojuma risku ar dzīvsudrabu. Izvēloties starp diafragmas un membrānas elektrolizatoriem jaunām ražotnēm, vēlams izmantot pēdējos, jo tie ir ekonomiskāki un dod iespēju iegūt augstākas kvalitātes galaproduktu.
Bibliogrāfija
1.Zaretsky S. A., Suchkov V. N., Zhivotinsky P. B. Neorganisko vielu elektroķīmiskā tehnoloģija un ķīmiskie strāvas avoti: mācību grāmata tehnikumu audzēkņiem. M..: Augstāk. Skola, 1980. 423 lpp.
2.Mazanko A.F., Kamaryan G.M., Romashin O.P. Rūpnieciskā membrānas elektrolīze. M.: izdevniecība "Ķīmija", 1989. 240 lpp.
.Pozin M.E. Minerālsāļu tehnoloģija (mēslojums, pesticīdi, rūpnieciskie sāļi, oksīdi un skābes), 1. daļa, izd. 4., rev. L., Izdevniecība "Ķīmija", 1974. 792 lpp.
.Fioshin M. Ya., Pavlov V. N. Elektrolīze neorganiskajā ķīmijā. M.: izdevniecība "Nauka", 1976. 106 lpp.
.Yakimenko L. M. Hlora, kaustiskās sodas un neorganiskā hlora produktu ražošana. M.: izdevniecība "Ķīmija", 1974. 600 lpp.
Interneta avoti
6.Hlora ražošanas, uzglabāšanas, transportēšanas un lietošanas drošības noteikumi // URL: #"justify">7. Avārijas ķīmiski bīstamas vielas // URL: #"justify">. Hlors: pielietojums // URL: #"justify">.
(pēc Paulinga vārdiem)
/cm³
Hlors (χλωρός - zaļš) - septītās grupas galvenās apakšgrupas elements, D.I.Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas trešais periods, ar atomskaitli 17. Apzīmē ar simbolu Cl (lat. Chlorum). 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 nepiederēja un pēc tam kļuva izplatīts VII grupai. elementu, kas ietver hloru).
Vienkāršā viela hlors (CAS numurs: 7782-50-5) normālos apstākļos ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaku. Diatomiskā hlora molekula (formula Cl2).
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.
Tomēr Šēle saskaņā ar flogistona teoriju, kas tajā laikā dominēja ķīmijā, ierosināja, ka hlors ir deflogistēta sālsskābe, tas ir, sālsskābes oksīds. Bertolē un Lavuāzjē ierosināja, ka hlors ir elementa muria oksīds, taču mēģinājumi to izolēt palika neveiksmīgi līdz Deivija darbam, kuram ar elektrolīzi izdevās sadalīt galda sāli nātijā un hlorā.
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. Tāpēc dabā tas sastopams tikai savienojumu veidā minerālos: halīts NaCl, silvīts KCl, silvinīts KCl NaCl, bišofīts MgCl 2 6H2O, karnalīts KCl MgCl 2 6H 2 O, kainīts KCl MgSO O 4 3H2 Lielākais. hlora rezerves ir jūru un okeānu ūdeņu 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 (arī asinīs), un tam ir svarīga loma osmotisko procesu regulēšanā, kā arī procesos, kas saistīti ar nervu šūnu darbību.
Izotopu sastāvs
Dabā ir sastopami 2 stabili hlora izotopi: ar masas skaitli 35 un 37. To satura proporcijas ir attiecīgi 75,78% un 24,22%.
| Izotops | Relatīvā masa, a.m.u. | Pus dzīve | Sabrukšanas veids | Kodolenerģija |
|---|---|---|---|---|
| 35Cl | 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 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1,38 minūtes | β sabrukšana 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 s | β sabrukšana 41 Ar | |
| 42Cl | 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. Dažas tā fizikālās īpašības ir parādītas tabulā.
Dažas hlora fizikālās īpašības
| Īpašums | Nozīme |
|---|---|
| Vārīšanās temperatūra | –34 °C |
| Kušanas temperatūra | -101 °C |
| Sadalīšanās temperatūra (disociācija atomos) |
~1400°C |
| 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 ar kosmosa grupu P4 2/ncm un režģa parametri a=8,56 un c=6,12.
Šķīdība
| Šķīdinātājs | Šķīdība g/100 g |
|---|---|
| Benzīns | Izšķīdīsim |
| Ūdens (0 °C) | 1,48 |
| Ūdens (20 °C) | 0,96 |
| Ūdens (25 °C) | 0,65 |
| Ūdens (40 °C) | 0,46 |
| Ūdens (60°C) | 0,38 |
| Ūdens (80 °C) | 0,22 |
| Oglekļa tetrahlorīds (0 °C) | 31,4 |
| Oglekļa tetrahlorīds (19 °C) | 17,61 |
| Oglekļa tetrahlorīds (40 °C) | 11 |
| Hloroforms | Labi šķīstošs |
| TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 | Izšķīdīsim |
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
Hlora metodes hlora iegūšanai
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 2NaCl + 2H 2 O → 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 šķidro katodu (dzīvsudraba ražošanas metode). No elektroķīmiskās ražošanas metodēm vienkāršākā un ērtākā metode ir elektrolīze ar dzīvsudraba katodu, taču šī metode rada būtisku kaitējumu videi 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 plūsma - nātrija hlorīda šķīdums. Hlorīda elektroķīmiskās sadalīšanās rezultātā pie anoda veidojas hlora molekulas, bet pie katoda izdalītais nātrijs izšķīst dzīvsudrabā, veidojot amalgamu.
Laboratorijas metodes
Laboratorijās hlora ražošanai parasti izmanto procesus, kuru pamatā ir hlorūdeņraža oksidēšana ar spēcīgiem oksidētājiem (piemēram, mangāna (IV) oksīds, kālija permanganāts, kālija dihromāts):
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8H 2O K 2Cr 2O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Hlora uzglabāšana
Izgatavotais hlors tiek uzglabāts īpašās “tvertnēs” vai iesūknēts tērauda cilindros augstspiediena. 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. Tehniskās specifikācijas" tiek ražotas šādas hlora kategorijas
Pieteikums
Hloru izmanto daudzās nozarēs, zinātnē un mājsaimniecības vajadzībām:
- 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, taču 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: sinepju gāzi, fosgēnu.
- Ūdens dezinfekcijai - “hlorēšana”. Visizplatītākā dzeramā ūdens dezinfekcijas metode; balstās uz brīvā hlora un tā savienojumu spēju inhibēt mikroorganismu enzīmu sistēmas, kas katalizē redoksprocesus. Dzeramā ūdens dezinfekcijai izmanto: hloru, hlora dioksīdu, hloramīnu un balinātāju. SanPiN 2.1.4.1074-01 nosaka šādas pieļaujamā brīvā hlora satura robežvērtības (koridoru) centralizētās ūdensapgādes dzeramajā ūdenī 0,3 - 0,5 mg/l. Virkne zinātnieku un pat politiķu Krievijā kritizē pašu krāna ūdens hlorēšanas koncepciju, taču nevar piedāvāt alternatīvu hlora savienojumu dezinficējošajai iedarbībai. Materiāli, no kuriem tiek izgatavotas ūdens caurules, atšķirīgi mijiedarbojas ar hlorētu krāna ūdeni. Brīvais hlors krāna ūdenī ievērojami samazina uz poliolefīna bāzes izgatavotu cauruļvadu kalpošanas laiku: dažāda veida polietilēna caurules, ieskaitot šķērssaistīto polietilēnu, lielas, kas pazīstamas kā PEX (PE-X). ASV, lai kontrolētu no polimērmateriāliem izgatavotu cauruļvadu ieplūdi ūdens apgādes sistēmās ar hlorētu ūdeni, tās bija spiestas pieņemt 3 standartus: ASTM F2023 attiecībā uz caurulēm, membrānām un skeleta muskuļiem. Šie kanāli veic svarīgas funkcijas šķidruma tilpuma regulēšanā, transepitēlija jonu transportēšanā un membrānas potenciālu stabilizācijā, kā arī ir iesaistīti šūnu pH uzturēšanā. Hlors uzkrājas viscerālajos audos, ādā un skeleta muskuļos. Hlors uzsūcas galvenokārt resnajā zarnā. Hlora uzsūkšanās un izdalīšanās ir cieši saistīta ar nātrija joniem un bikarbonātiem, un mazākā mērā ar mineralokortikoīdiem un Na + /K + -ATPāzes aktivitāti. Šūnās uzkrājas 10-15% no visa hlora, no kuriem 1/3 līdz 1/2 ir sarkanajās asins šūnās. Apmēram 85% hlora atrodas ārpusšūnu telpā. Hlors no organisma izdalās galvenokārt ar urīnu (90-95%), fekālijām (4-8%) un caur ādu (līdz 2%). Hlora izdalīšanās ir saistīta ar nātrija un kālija joniem un abpusēji ar HCO 3 - (skābes-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 iesaistīšanās dažu cilvēku slimību rašanās procesā nav pietiekami pētīta, galvenokārt nelielā pētījumu skaita dēļ. Pietiek pateikt, ka nav izstrādāti pat ieteikumi par hlora ikdienas devu. Cilvēka muskuļu audos ir 0,20-0,52% hlora, kaulaudos - 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. Pārmērīgai hlora jonu koncentrācijai augos var būt arī negatīva puse, piemēram, samazināt hlorofila saturu, samazināt fotosintēzes aktivitāti, aizkavēt augu augšanu un attīstību Baskunchak hlors). Hlors bija viens no pirmajiem izmantotajiem ķīmiskajiem līdzekļiem
— Izmantojot analītiskās laboratorijas iekārtas, laboratorijas un rūpnieciskos elektrodus, jo īpaši: ESR-10101 atsauces elektrodus, kas analizē Cl- un K+ saturu.
Hlora vaicājumi, mēs atrodamies pēc hlora vaicājumiem
Mijiedarbība, saindēšanās, ūdens, reakcijas un hlora veidošanās
- oksīds
- risinājums
- skābes
- savienojumiem
- īpašības
- definīcija
- dioksīds
- formula
- svars
- aktīvs
- šķidrums
- viela
- pieteikumu
- darbība
- oksidācijas stāvoklis
- hidroksīds
Tiek aplūkotas hlora fizikālās īpašības: hlora blīvums, tā siltumvadītspēja, īpatnējais siltums un dinamiskā viskozitāte dažādās temperatūrās. Cl 2 fizikālās īpašības ir parādītas tabulu veidā par šī halogēna šķidro, cieto un gāzveida stāvokli.
Hlora fizikālās pamatīpašības
Hlors ir iekļauts elementu periodiskās tabulas trešā perioda VII grupā ar numuru 17. Tas pieder pie halogēnu apakšgrupas, tā relatīvā atomu un molekulmasa ir attiecīgi 35,453 un 70,906. Temperatūrā virs -30°C hlors ir zaļgani dzeltena gāze ar raksturīgu spēcīgu, kairinošu smaku. Tas viegli sašķidrinās normālā spiedienā (1,013 · 10 5 Pa), atdzesējot līdz -34°C, un veido dzidru dzintara krāsu šķidrumu, kas sacietē pie -101°C.
Pateicoties augstajai ķīmiskajai aktivitātei, brīvais hlors dabā nav sastopams, bet pastāv tikai savienojumu veidā. Tas galvenokārt atrodams minerālā halītā (), kā arī ir daļa no tādiem minerāliem kā silvīts (KCl), karnalīts (KCl MgCl 2 6H 2 O) un silvinīts (KCl NaCl). Hlora saturs zemes garozā tuvojas 0,02% no kopējā zemes garozas atomu skaita, kur tas ir atrodams divu izotopu 35 Cl un 37 Cl veidā procentos 75,77% 35 Cl un 24,23% 37 Cl .
| Īpašums | Nozīme |
|---|---|
| Kušanas temperatūra, °C | -100,5 |
| Vārīšanās temperatūra, °C | -30,04 |
| Kritiskā temperatūra, °C | 144 |
| Kritiskais spiediens, Pa | 77,1 10 5 |
| Kritiskais blīvums, kg/m 3 | 573 |
| Gāzes blīvums (pie 0°C un 1,013 10 5 Pa), kg/m 3 | 3,214 |
| Piesātināta tvaika blīvums (pie 0°C un 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 12,08 |
| Šķidrā hlora blīvums (pie 0°C un 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 1468 |
| Šķidrā hlora blīvums (pie 15,6°C un 6,08 10 5 Pa), kg/m 3 | 1422 |
| Cietā hlora blīvums (pie -102°C), kg/m 3 | 1900 |
| Gāzes relatīvais blīvums gaisā (pie 0°C un 1,013 10 5 Pa) | 2,482 |
| Piesātināta tvaika relatīvais blīvums gaisā (pie 0°C un 3,664 10 5 Pa) | 9,337 |
| Šķidrā hlora relatīvais blīvums 0°C temperatūrā (attiecībā pret ūdeni 4°C temperatūrā) | 1,468 |
| Īpatnējais gāzes tilpums (pie 0°C un 1,013 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,3116 |
| Piesātināta tvaika īpatnējais tilpums (pie 0°C un 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,0828 |
| Šķidrā hlora īpatnējais tilpums (pie 0°C un 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,00068 |
| Hlora tvaika spiediens pie 0°C, Pa | 3664 10 5 |
| Gāzes dinamiskā viskozitāte 20°C, 10 -3 Pa s | 0,013 |
| Šķidrā hlora dinamiskā viskozitāte 20°C, 10 -3 Pa s | 0,345 |
| Cietā hlora kausēšanas siltums (kušanas temperatūrā), kJ/kg | 90,3 |
| Iztvaikošanas siltums (viršanas temperatūrā), kJ/kg | 288 |
| Sublimācijas siltums (kušanas temperatūrā), kJ/mol | 29,16 |
| Gāzes molārā siltumietilpība C p (pie -73…5727°C), J/(mol K) | 31,7…40,6 |
| Šķidrā hlora molārā siltumietilpība C p (pie -101…-34°C), J/(mol K) | 67,1…65,7 |
| Gāzes siltumvadītspējas koeficients pie 0°C, W/(m K) | 0,008 |
| Šķidrā hlora siltumvadītspējas koeficients 30°C, W/(m K) | 0,62 |
| Gāzes entalpija, kJ/kg | 1,377 |
| Piesātināta tvaika entalpija, kJ/kg | 1,306 |
| Šķidrā hlora entalpija, kJ/kg | 0,879 |
| Refrakcijas indekss pie 14°C | 1,367 |
| Īpatnējā elektrovadītspēja pie -70°С, S/m | 10 -18 |
| Elektronu afinitāte, kJ/mol | 357 |
| Jonizācijas enerģija, kJ/mol | 1260 |
Hlora blīvums
Normālos apstākļos hlors ir smaga gāze, kuras blīvums ir aptuveni 2,5 reizes lielāks. Gāzveida un šķidrā hlora blīvums normālos apstākļos (pie 0°C) ir vienāds ar attiecīgi 3,214 un 1468 kg/m3. Sildot šķidru vai gāzveida hloru, tā blīvums samazinās, jo tilpums palielinās termiskās izplešanās dēļ.
Hlora gāzes blīvums
Tabulā parādīts hlora blīvums gāzveida stāvoklī dažādās temperatūrās (no -30 līdz 140°C) un normālā atmosfēras spiedienā (1,013·10 5 Pa). Hlora blīvums mainās līdz ar temperatūru – karsējot tas samazinās. Piemēram, 20°C temperatūrā hlora blīvums ir 2,985 kg/m3, un, kad šīs gāzes temperatūra paaugstinās līdz 100°C, blīvuma vērtība samazinās līdz vērtībai 2,328 kg/m 3.
| t, °С | ρ, kg/m 3 | t, °С | ρ, kg/m 3 |
|---|---|---|---|
| -30 | 3,722 | 60 | 2,616 |
| -20 | 3,502 | 70 | 2,538 |
| -10 | 3,347 | 80 | 2,464 |
| 0 | 3,214 | 90 | 2,394 |
| 10 | 3,095 | 100 | 2,328 |
| 20 | 2,985 | 110 | 2,266 |
| 30 | 2,884 | 120 | 2,207 |
| 40 | 2,789 | 130 | 2,15 |
| 50 | 2,7 | 140 | 2,097 |
Palielinoties spiedienam, palielinās hlora blīvums. Zemāk redzamajās tabulās ir parādīts hlora gāzes blīvums temperatūras diapazonā no -40 līdz 140°C un spiedienā no 26,6·10 5 līdz 213·10 5 Pa. Palielinoties spiedienam, proporcionāli palielinās hlora blīvums gāzveida stāvoklī. Piemēram, hlora spiediena palielināšanās no 53,2 · 10 5 līdz 106,4 · 10 5 Pa 10 ° C temperatūrā izraisa šīs gāzes blīvuma divkāršu pieaugumu.
| ↓ t, °С | P, kPa → | 26,6 | 53,2 | 79,8 | 101,3 |
|---|---|---|---|---|
| -40 | 0,9819 | 1,996 | — | — |
| -30 | 0,9402 | 1,896 | 2,885 | 3,722 |
| -20 | 0,9024 | 1,815 | 2,743 | 3,502 |
| -10 | 0,8678 | 1,743 | 2,629 | 3,347 |
| 0 | 0,8358 | 1,678 | 2,528 | 3,214 |
| 10 | 0,8061 | 1,618 | 2,435 | 3,095 |
| 20 | 0,7783 | 1,563 | 2,35 | 2,985 |
| 30 | 0,7524 | 1,509 | 2,271 | 2,884 |
| 40 | 0,7282 | 1,46 | 2,197 | 2,789 |
| 50 | 0,7055 | 1,415 | 2,127 | 2,7 |
| 60 | 0,6842 | 1,371 | 2,062 | 2,616 |
| 70 | 0,6641 | 1,331 | 2 | 2,538 |
| 80 | 0,6451 | 1,292 | 1,942 | 2,464 |
| 90 | 0,6272 | 1,256 | 1,888 | 2,394 |
| 100 | 0,6103 | 1,222 | 1,836 | 2,328 |
| 110 | 0,5943 | 1,19 | 1,787 | 2,266 |
| 120 | 0,579 | 1,159 | 1,741 | 2,207 |
| 130 | 0,5646 | 1,13 | 1,697 | 2,15 |
| 140 | 0,5508 | 1,102 | 1,655 | 2,097 |
| ↓ t, °С | P, kPa → | 133 | 160 | 186 | 213 |
|---|---|---|---|---|
| -20 | 4,695 | 5,768 | — | — |
| -10 | 4,446 | 5,389 | 6,366 | 7,389 |
| 0 | 4,255 | 5,138 | 6,036 | 6,954 |
| 10 | 4,092 | 4,933 | 5,783 | 6,645 |
| 20 | 3,945 | 4,751 | 5,565 | 6,385 |
| 30 | 3,809 | 4,585 | 5,367 | 6,154 |
| 40 | 3,682 | 4,431 | 5,184 | 5,942 |
| 50 | 3,563 | 4,287 | 5,014 | 5,745 |
| 60 | 3,452 | 4,151 | 4,855 | 5,561 |
| 70 | 3,347 | 4,025 | 4,705 | 5,388 |
| 80 | 3,248 | 3,905 | 4,564 | 5,225 |
| 90 | 3,156 | 3,793 | 4,432 | 5,073 |
| 100 | 3,068 | 3,687 | 4,307 | 4,929 |
| 110 | 2,985 | 3,587 | 4,189 | 4,793 |
| 120 | 2,907 | 3,492 | 4,078 | 4,665 |
| 130 | 2,832 | 3,397 | 3,972 | 4,543 |
| 140 | 2,761 | 3,319 | 3,87 | 4,426 |
Šķidrā hlora blīvums
Šķidrais hlors var pastāvēt salīdzinoši šaurā temperatūras diapazonā, kura robežas ir no mīnus 100,5 līdz plus 144 ° C (tas ir, no kušanas punkta līdz kritiskajai temperatūrai). Temperatūrā virs 144°C hlors bez spiediena nepārvērsīsies šķidrā stāvoklī. Šķidrā hlora blīvums šajā temperatūras diapazonā svārstās no 1717 līdz 573 kg/m3.
| t, °С | ρ, kg/m 3 | t, °С | ρ, kg/m 3 |
|---|---|---|---|
| -100 | 1717 | 30 | 1377 |
| -90 | 1694 | 40 | 1344 |
| -80 | 1673 | 50 | 1310 |
| -70 | 1646 | 60 | 1275 |
| -60 | 1622 | 70 | 1240 |
| -50 | 1598 | 80 | 1199 |
| -40 | 1574 | 90 | 1156 |
| -30 | 1550 | 100 | 1109 |
| -20 | 1524 | 110 | 1059 |
| -10 | 1496 | 120 | 998 |
| 0 | 1468 | 130 | 920 |
| 10 | 1438 | 140 | 750 |
| 20 | 1408 | 144 | 573 |
Hlora īpatnējā siltumietilpība
Hlora gāzes īpatnējo siltumietilpību C p kJ/(kg K) temperatūras diapazonā no 0 līdz 1200°C un normālā atmosfēras spiedienā var aprēķināt, izmantojot formulu:
kur T ir hlora absolūtā temperatūra Kelvina grādos.
Jāņem vērā, ka normālos apstākļos hlora īpatnējā siltumietilpība ir 471 J/(kg K) un karsējot palielinās. Siltuma jaudas pieaugums temperatūrā virs 500°C kļūst nenozīmīgs, un augstās temperatūrās hlora īpatnējais siltums paliek praktiski nemainīgs.
Tabulā parādīti hlora īpatnējā siltuma aprēķināšanas rezultāti, izmantojot iepriekš minēto formulu (aprēķina kļūda ir aptuveni 1%).
| t, °С | C p , J/(kg K) | t, °С | C p , J/(kg K) |
|---|---|---|---|
| 0 | 471 | 250 | 506 |
| 10 | 474 | 300 | 508 |
| 20 | 477 | 350 | 510 |
| 30 | 480 | 400 | 511 |
| 40 | 482 | 450 | 512 |
| 50 | 485 | 500 | 513 |
| 60 | 487 | 550 | 514 |
| 70 | 488 | 600 | 514 |
| 80 | 490 | 650 | 515 |
| 90 | 492 | 700 | 515 |
| 100 | 493 | 750 | 515 |
| 110 | 494 | 800 | 516 |
| 120 | 496 | 850 | 516 |
| 130 | 497 | 900 | 516 |
| 140 | 498 | 950 | 516 |
| 150 | 499 | 1000 | 517 |
| 200 | 503 | 1100 | 517 |
Temperatūrā, kas ir tuvu absolūtai nullei, hlors ir cietā stāvoklī un tam ir zema īpatnējā siltumietilpība (19 J/(kg K)). Cietās Cl 2 temperatūrai paaugstinoties, tās siltumietilpība palielinās un mīnus 143°C temperatūrā sasniedz vērtību 720 J/(kg K).
Šķidrā hlora īpatnējā siltumietilpība ir 918...949 J/(kg K) diapazonā no 0 līdz -90 grādiem pēc Celsija. Saskaņā ar tabulu redzams, ka šķidrā hlora īpatnējā siltumietilpība ir lielāka nekā gāzveida hlora un samazinās, paaugstinoties temperatūrai.
Hlora siltumvadītspēja
Tabulā parādītas hlora gāzes siltumvadītspējas koeficientu vērtības normālā atmosfēras spiedienā temperatūras diapazonā no -70 līdz 400°C.
Hlora siltumvadītspējas koeficients normālos apstākļos ir 0,0079 W/(m deg), kas ir 3 reizes mazāks nekā tādā pašā temperatūrā un spiedienā. Hloru karsējot, palielinās tā siltumvadītspēja. Tādējādi 100°C temperatūrā šīs hlora fizikālās īpašības vērtība palielinās līdz 0,0114 W/(m deg).
| t, °С | λ, W/(m gr.) | t, °С | λ, W/(m gr.) |
|---|---|---|---|
| -70 | 0,0054 | 50 | 0,0096 |
| -60 | 0,0058 | 60 | 0,01 |
| -50 | 0,0062 | 70 | 0,0104 |
| -40 | 0,0065 | 80 | 0,0107 |
| -30 | 0,0068 | 90 | 0,0111 |
| -20 | 0,0072 | 100 | 0,0114 |
| -10 | 0,0076 | 150 | 0,0133 |
| 0 | 0,0079 | 200 | 0,0149 |
| 10 | 0,0082 | 250 | 0,0165 |
| 20 | 0,0086 | 300 | 0,018 |
| 30 | 0,009 | 350 | 0,0195 |
| 40 | 0,0093 | 400 | 0,0207 |
Hlora viskozitāte
Gāzveida hlora dinamiskās viskozitātes koeficientu temperatūras diapazonā 20...500°C var aptuveni aprēķināt pēc formulas:
kur η T ir hlora dinamiskās viskozitātes koeficients noteiktā temperatūrā T, K;
η T 0 - hlora dinamiskās viskozitātes koeficients temperatūrā T 0 = 273 K (normālos apstākļos);
C ir Sazerlenda konstante (hlora C = 351).
Normālos apstākļos hlora dinamiskā viskozitāte ir 0,0123·10 -3 Pa·s. Sildot, hlora fizikālās īpašības, piemēram, viskozitāte, iegūst augstākas vērtības.
Šķidrā hlora viskozitāte ir par vienu pakāpi augstāka nekā gāzveida hlora viskozitāte. Piemēram, 20°C temperatūrā šķidrā hlora dinamiskā viskozitāte ir 0,345·10 -3 Pa·s un samazinās, palielinoties temperatūrai.
Avoti:
- Barkovs S. A. Halogēni un mangāna apakšgrupa. D. I. Mendeļejeva periodiskās tabulas VII grupas elementi. Rokasgrāmata studentiem. M.: Izglītība, 1976 - 112 lpp.
- Fizikālo lielumu tabulas. Katalogs. Ed. akad. I. K. Kikoina. M.: Atomizdat, 1976 - 1008 lpp.
- Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Rokasgrāmata par hlora, kaustiskās sodas un pamata hlora produktu ražošanu. Ed. 2., per. un citi M.: Ķīmija, 1976 - 440 lpp.