Kjennetegn på elementer fra gruppe VII i hovedundergruppen, med klor som eksempel
generelle egenskaper undergrupper
Tabell 1. Nomenklatur for elementer i undergruppe VIIA
P-elementer, typiske, ikke-metaller (astatin er et halvmetall), halogener.
Elektrondiagram av elementet Hal (Hal ≠ F):
Elementene i undergruppe VIIA er preget av følgende valenser:
Tabell 2. Valens
3. Elementene i undergruppe VIIA er karakterisert ved følgende oksidasjonstilstander:
Tabell 3. Oksidasjonstilstander for grunnstoffer
Kjennetegn ved et kjemisk grunnstoff
Klor er et element i gruppe VII A. Serienummer 17
Relativ atommasse: 35,4527 a. e.m. (g/mol)
Antall protoner, nøytroner, elektroner: 17,18,17
Atomstruktur:
Elektronisk formel:
Typiske oksidasjonstilstander: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Ioniseringsenergi: 1254,9 (13,01) kJ/mol (eV)
Elektronaffinitet: 349 (kJ/mol)
Elektronegativitet ifølge Pauling: 3.20
Kjennetegn ved et enkelt stoff
Bindingstype: kovalent ikke-polar
Diatomisk molekyl
Isotoper: 35 Cl (75,78 %) og 37 Cl (24,22 %)
Krystallgittertype: molekylær
Termodynamiske parametere
Tabell 4
Fysiske egenskaper
Tabell 5
En vandig løsning av klor er sterkt dismutert ("klorvann")
Trinn 1: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
Trinn 2: HOCl = HCl + [O] – atomært oksygen
Oksydasjonskapasiteten i undergruppen avtar fra fluor til jod = ˃
Klor er et sterkt oksidasjonsmiddel:
1. Interaksjon med enkle stoffer
a) med hydrogen:
Cl2 + H2 = 2HCl
b) med metaller:
Cl2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
c) med noen mindre elektronegative ikke-metaller:
3Cl 2 + 2P = 2PCl 3
Cl 2 + S = SCl 2
Med oksygen, karbon og nitrogen, klor direkte reagerer ikke!
2. Interaksjon med komplekse stoffer
a) med vann: se ovenfor
b) med syrer: reagerer ikke!
c) med alkaliske løsninger:
i kulde: Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
ved oppvarming: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
e) med mange organiske stoffer:
Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl
De viktigste klorforbindelsene
Hydrogenklorid, hydrogenklorid(HCl) er en fargeløs, termisk stabil gass (under normale forhold) med en skarp lukt, røyk i fuktig luft, løses lett opp i vann (opptil 500 volumer gass per volum vann) for å danne saltsyre (saltsyre). Ved -114,22 °C blir HCl til en fast tilstand. I fast tilstand eksisterer hydrogenklorid i form av to krystallinske modifikasjoner: ortorombisk, stabil under og kubisk.
En vandig løsning av hydrogenklorid kalles saltsyre. Når det er oppløst i vann, skjer følgende prosesser:
HCl g + H 2 O l = H 3 O + l + Cl − l
Oppløsningsprosessen er svært eksoterm. Med vann danner HCl en azeotrop blanding. Det er en sterk monoprotisk syre. Samhandler energisk med alle metaller i spenningsserien til venstre for hydrogen, med basiske og amfotere oksider, baser og salter, og danner salter - klorider:
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl2 + H 2 O
Når det utsettes for sterke oksidasjonsmidler eller under elektrolyse, viser hydrogenklorid reduserende egenskaper:
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
Ved oppvarming oksideres hydrogenklorid av oksygen (katalysator - kobber(II)klorid CuCl 2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O + 2 Cl 2
Imidlertid reagerer konsentrert saltsyre med kobber for å danne et monovalent kobberkompleks:
2 Cu + 4 HCl → 2 H + H2
En blanding av 3 volumdeler konsentrert saltsyre og 1 volumdel konsentrert salpetersyre kalles "aqua regia". Aqua regia kan til og med løse opp gull og platina. Den høye oksidative aktiviteten til aqua regia skyldes tilstedeværelsen av nitrosylklorid og klor i den, som er i likevekt med utgangsstoffene:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
På grunn av den høye konsentrasjonen av kloridioner i løsningen, binder metallet seg til et kloridkompleks, noe som fremmer oppløsningen:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Hydrogenklorid er også preget av addisjonsreaksjoner til flere bindinger (elektrofil addisjon):
R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3
Kloroksider- uorganiske kjemiske forbindelser av klor og oksygen, med den generelle formelen: Cl x O y.
Klor danner følgende oksider: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. I tillegg er følgende kjent: det kortlivede radikalet ClO, klorperoksyd-radikalet ClOO og klortetroksid-radikalet ClO 4 .
Tabellen nedenfor viser egenskapene til stabile kloroksider:
Tabell 6
| Eiendom | Cl2O | ClO2 | CLOClO 3 | Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (g) | Cl2O7 |
| Farge og tilstand på rommet. temperatur | Gulbrun gass | Gulgrønn gass | Lys gul væske | Mørk rød væske | Fargeløs væske |
| Kloroksidasjonstilstand | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
| T. pl., °C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
| Koketemperatur, °C | 2,0 | 44,5 | |||
| d(f, 0°C), g*cm-3 | - | 1,64 | 1,806 | - | 2,02 |
| ΔH°-prøve (gass, 298 K), kJ*mol -1 | 80,3 | 102,6 | ~180 | (155) | |
| ΔG° prøve (gass, 298 K), kJ*mol -1 | 97,9 | 120,6 | - | - | - |
| S° prøve (gass, 298 K), J*K -1 *mol -1 | 265,9 | 256,7 | 327,2 | - | - |
| Dipolmoment μ, D | 0,78 ± 0,08 | 1,78 ± 0,01 | - | - | 0,72 ± 0,02 |
Kloroksid (I), Dikloroksid, hypoklorsyreanhydrid - en forbindelse av klor i oksidasjonstilstanden +1 med oksygen.
Under normale forhold er det en brungul gass med en karakteristisk lukt som minner om klor. Ved temperaturer under 2 °C er væsken gyllenrød i fargen. Giftig: påvirker Airways. Spontant sakte nedbrytes:
Eksplosiv ved høye konsentrasjoner. Tetthet under normale forhold er 3,22 kg/m³. Løses opp i karbontetraklorid. Løselig i vann for å danne svak hypoklorsyre:
Reagerer raskt med alkalier:
Cl 2 O + 2 NaOH (fortynnet) = 2 NaClO + H 2 O
Klordioksid- surt oksid. Ved oppløsning i vann dannes klor- og perklorsyre (disproporsjoneringsreaksjon). Fortynnede løsninger er stabile i mørket og brytes sakte ned i lyset:
Klordioksid- kloroksid ( IV), en forbindelse av klor og oksygen, formel: ClO 2.
Under normale forhold er ClO 2 en rødgul gass med en karakteristisk lukt. Ved temperaturer under 10 °C er ClO 2 en rødbrun væske. Lav stabilitet, eksploderer i lys, ved kontakt med oksidasjonsmidler og ved oppvarming. La oss løse godt opp i vann. På grunn av sin eksplosjonsfare kan klordioksid ikke lagres som væske.
Surt oksid. Ved oppløsning i vann dannes klor- og perklorsyre (disproporsjoneringsreaksjon). Fortynnede løsninger er stabile i mørket og brytes sakte ned i lyset:
Den resulterende klorsyren er veldig ustabil og brytes ned:
Utviser redoksegenskaper.
2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (fortynnet) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O
ClO 2 + 2 NaOH kald. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2
ClO 2 reagerer med mange organiske forbindelser og fungerer som et middels sterkt oksidasjonsmiddel.
Hypoklorsyre- HClO, en veldig svak monoprotisk syre der klor har en oksidasjonstilstand på +1. Finnes kun i løsninger.
I vandige løsninger spaltes hypoklorsyre delvis til et proton og hypoklorittanionet ClO − :
Ustabil. Hypoklorsyre og dens salter - hypokloritter- sterke oksidasjonsmidler. Reagerer med saltsyre HCl og danner molekylært klor:
HClO + NaOH (fortynnet) = NaClO + H 2 O 
Klorsyre- HClO 2, en monobasisk syre med middels styrke.
Klorsyre HClO 2 i sin frie form er ustabil; selv i en fortynnet vandig løsning brytes den raskt ned:
Nøytralisert av alkalier.
HClO 2 + NaOH (fortynnet kald) = NaClO 2 + H 2 O
Anhydridet til denne syren er ukjent.
En syreløsning er fremstilt fra dens salter - kloritt dannet som et resultat av interaksjonen av ClO 2 med alkali:
Utviser redoksegenskaper.
5HClO2 + 3H2SO4 (fortynnet) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Klorsyre- HClO 3, en sterk monobasisk syre der klor har en oksidasjonstilstand på +5. Ikke mottatt i fri form; i vandige løsninger ved konsentrasjoner under 30% i kulde er det ganske stabilt; i mer konsentrerte løsninger brytes det ned:
Hypoklorsyre er et sterkt oksidasjonsmiddel; oksidasjonskapasiteten øker med økende konsentrasjon og temperatur. HClO 3 reduseres lett til saltsyre:
HClO3 + 5HCl (konsentrert) = 3Cl2 + 3H2O
HClO 3 + NaOH (fortynnet) = NaClO 3 + H 2 O
Når en blanding av SO 2 og luft føres gjennom en sterkt sur løsning, dannes klordioksid:
I 40 % perklorsyre antennes for eksempel filterpapir.
8. Å være i naturen:
I jordskorpen er klor det vanligste halogenet. Siden klor er veldig aktivt, forekommer det i naturen bare i form av forbindelser i mineraler.
Tabell 7. Funn i naturen
Tabell 7. Mineralformer
De største reservene av klor finnes i saltene i vannet i hav og hav.
Kvittering
Kjemiske metoder for å produsere klor er ineffektive og kostbare. I dag har de hovedsakelig historisk betydning. Kan oppnås ved å reagere kaliumpermanganat med saltsyre:
Scheele metode
Opprinnelig var den industrielle metoden for å produsere klor basert på Scheele-metoden, det vil si reaksjonen av pyrolusitt med saltsyre:
Diakonmetoden
Metode for fremstilling av klor ved katalytisk oksidasjon av hydrogenklorid med atmosfærisk oksygen.
Elektrokjemiske metoder
I dag produseres klor i industriell skala sammen med natriumhydroksid og hydrogen ved elektrolyse av en løsning av bordsalt, hvis hovedprosesser kan representeres av oppsummeringsformelen:
applikasjon
· Vindusprofil laget av klorholdige polymerer
· Hovedkomponenten i blekemidler er Labarraco-vann (natriumhypokloritt)
· Ved produksjon av polyvinylklorid, plastforbindelser, syntetisk gummi.
· Produksjon av klororganiske stoffer. En betydelig del av kloret som produseres forbrukes for å skaffe plantevernmidler. Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte kalt heksakloran).
· Brukes som kjemisk krigføringsmiddel, samt til produksjon av andre kjemiske krigføringsmidler: sennepsgass, fosgen.
· For vanndesinfeksjon - "klorering".
· Registrert i næringsmiddelindustrien som mattilsetningsstoffer E925.
· Ved kjemisk produksjon av saltsyre, blekemiddel, bertholletsalt, metallklorider, giftstoffer, medisiner, gjødsel.
· I metallurgi for produksjon av rene metaller: titan, tinn, tantal, niob.
· Som en indikator på solnøytrinoer i klor-argon-detektorer.
Mange utviklede land streber etter å begrense bruken av klor i hverdagen, blant annet fordi forbrenning av klorholdig avfall produserer en betydelig mengde dioksiner.
Klor ble sannsynligvis oppnådd av alkymister, men oppdagelsen og den første forskningen er uløselig knyttet til navnet til den berømte svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele. Scheele åpnet fem kjemiske elementer- barium og mangan (sammen med Johan Hahn), molybden, wolfram, klor, og uavhengig av andre kjemikere (riktignok senere) - tre til: oksygen, hydrogen og nitrogen. Denne prestasjonen kunne ikke gjentas av noen kjemiker senere. Samtidig var Scheele, allerede valgt som medlem av det kongelige svenske vitenskapsakademi, en enkel farmasøyt i Köping, selv om han kunne ha tatt en mer hederlig og prestisjefylt stilling. Fredrik II den store selv, den prøyssiske kongen, tilbød ham stillingen som professor i kjemi ved universitetet i Berlin. Scheele takket nei til slike fristende tilbud og sa: «Jeg kan ikke spise mer enn jeg trenger, og det jeg tjener her i Köping er nok for meg å spise.»
Tallrike klorforbindelser var selvfølgelig kjent lenge før Scheele. Dette elementet er en del av mange salter, inkludert det mest kjente - bordsalt. I 1774 isolerte Scheele klor i fri form ved å varme det svarte mineralet pyrolusitt med konsentrert saltsyre: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Først betraktet kjemikere klor ikke som et grunnstoff, men som en kjemisk forbindelse av det ukjente elementet muria (fra det latinske muria - saltlake) med oksygen. Det ble antatt at saltsyre (det ble kalt murinsyre) inneholder kjemisk bundet oksygen. Dette ble "vitnet", spesielt av følgende faktum: når en klorløsning sto i lyset, ble oksygen frigjort fra den, og saltsyre forble i løsningen. Men utallige forsøk på å "rive" oksygen fra klor førte ingen steder. Dermed har ingen vært i stand til å skaffe karbondioksid ved å varme opp klor med kull (som ved høye temperaturer "tar bort" oksygen fra mange forbindelser som inneholder det). Som et resultat av lignende eksperimenter utført av Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac og Louis Jacques Thenard, ble det klart at klor ikke inneholder oksygen og er et enkelt stoff. Eksperimentene til Gay-Lussac, som analyserte det kvantitative forholdet mellom gasser i reaksjonen mellom klor og hydrogen, førte til samme konklusjon.
I 1811 foreslo Davy navnet "klorin" for det nye elementet - fra gresk. "kloros" - gulgrønn. Dette er akkurat fargen på klor. Den samme roten er i ordet "klorofyll" (fra det greske "kloros" og "phyllon" - blad). Et år senere "forkortet" Gay-Lussac navnet til "klor." Men fortsatt kaller britene (og amerikanerne) dette grunnstoffet "klor", mens franskmennene kaller det klor. Tyskerne, kjemiens «lovgivere» gjennom nesten hele 1800-tallet, tok også i bruk det forkortede navnet. (på tysk er klor klor). I 1811 foreslo den tyske fysikeren Johann Schweiger navnet "halogen" for klor (fra det greske "hals" - salt og "gennao" - føde). Deretter ble dette begrepet tildelt ikke bare klor, men også til alle dets analoger i den syvende gruppen - fluor, brom, jod, astatin.
Demonstrasjonen av hydrogenforbrenning i en kloratmosfære er interessant: noen ganger under eksperimentet oppstår et uvanlig fenomen bivirkning: Det er en summende lyd. Oftest brummer flammen når et tynt rør som hydrogen tilføres gjennom, senkes ned i et kjegleformet kar fylt med klor; det samme gjelder for sfæriske kolber, men i sylindere brummer flammen vanligvis ikke. Dette fenomenet ble kalt den "syngende flammen".
I en vandig løsning reagerer klor delvis og ganske sakte med vann; ved 25°C, likevekt: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl etableres innen to dager. Hypoklorsyre brytes ned i lys: HClO ® HCl + O. Det er atomært oksygen som tilskrives blekeeffekten (absolutt tørt klor har ikke denne evnen).
Klor i dets forbindelser kan vise alle oksidasjonstilstander - fra –1 til +7. Med oksygen danner klor en rekke oksider, alle i sin rene form er ustabile og eksplosive: Cl 2 O - gul-oransje gass, ClO 2 - gul gass (under 9,7 o C - knallrød væske), klorperklorat Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, lysegul væske), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, knallrød væske), Cl 2 O 7 – fargeløs, svært eksplosiv væske. Ved lave temperaturer ble det oppnådd ustabile oksider Cl 2 O 3 og ClO 3. ClO 2 oksid produseres i industriell skala og brukes i stedet for klor til å bleke masse og desinfisere drikkevann og avløpsvann. Med andre halogener danner klor en rekke såkalte interhalogenforbindelser, for eksempel ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Klor og dets forbindelser med positiv oksidasjonstilstand er sterke oksidasjonsmidler. I 1822 oppnådde den tyske kjemikeren Leopold Gmelin rødt salt fra gult blodsalt ved oksidasjon med klor: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Klor oksiderer lett bromider og klorider, og frigjør brom og jod i fri form.
Klor i forskjellige oksidasjonstilstander danner en rekke syrer: HCl - saltsyre (salt, salter - klorider), HClO - hypoklor (salter - hypokloritt), HClO 2 - klor (salter - kloritt), HClO 3 - hypoklor (salter - klorater) , HClO 4 – klor (salter – perklorater). Av oksygensyrene er det kun perklorsyre som er stabil i sin rene form. Av salter av oksygensyrer brukes hypokloritt i praksis, natriumkloritt NaClO 2 - for bleking av tekstiler, for fremstilling av kompakte pyrotekniske kilder til oksygen ("oksygenlys"), kaliumklorater (bertholometasalt), kalsium og magnesium (for kontroll av skadedyr i landbruket, som komponenter i pyrotekniske sammensetninger og eksplosiver, i produksjon av fyrstikker), perklorater - komponenter av eksplosiver og pyrotekniske sammensetninger; Ammoniumperklorat er en komponent i fast rakettdrivstoff.
Klor reagerer med mange organiske forbindelser. Den fester seg raskt til umettede forbindelser med doble og trippel karbon-karbonbindinger (reaksjonen med acetylen fortsetter eksplosivt), og i lyset til benzen. Under visse forhold kan klor erstatte hydrogenatomer i organiske forbindelser: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Denne reaksjonen spilte en betydelig rolle i historien til organisk kjemi. På 1840-tallet oppdaget den franske kjemikeren Jean Baptiste Dumas at virkningen av klor på eddiksyre reaksjonen skjer med utrolig letthet
CH 3 COOH + Cl 2® CH 2 ClCOOH + HCl. Med et overskudd av klor dannes trikloreddiksyre CCl 3 COOH. Imidlertid var mange kjemikere mistroende til Dumas' arbeid. Faktisk, i henhold til den da allment aksepterte teorien til Berzelius, kunne positivt ladede hydrogenatomer ikke erstattes av negativt ladede kloratomer. Denne oppfatningen ble holdt på den tiden av mange fremragende kjemikere, blant dem var Friedrich Wöhler, Justus Liebig og, selvfølgelig, Berzelius selv.
For å latterliggjøre Dumas, overleverte Wöhler til sin venn Liebig en artikkel på vegne av en viss S. Windler (Schwindler - på tysk en bedrager) om en ny vellykket anvendelse av reaksjonen som angivelig ble oppdaget av Dumas. I artikkelen skrev Wöhler med åpenbar hån om hvordan det i manganacetat Mn(CH 3 COO) 2 var mulig å erstatte alle grunnstoffene, i henhold til deres valens, med klor, noe som resulterte i et gult krystallinsk stoff som kun består av klor. Det ble videre sagt at i England, ved suksessivt å erstatte alle atomer i organiske forbindelser med kloratomer, blir vanlige stoffer omdannet til klor, og at ting samtidig beholder sitt utseende. I en fotnote ble det opplyst at London-butikker solgte en livlig handel med materiale som bestod av klor alene, da dette materialet var veldig bra til nattcapser og varme underbukser.
Reaksjonen av klor med organiske forbindelser fører til dannelse av mange organiske klorprodukter, blant annet de mye brukte løsningsmidlene metylenklorid CH 2 Cl 2, kloroform CHCl 3, karbontetraklorid CCl 4, trikloretylen CHCl=CCl 2, tetrakloretylen C 2 Cl 4 . I nærvær av fuktighet misfarger klor de grønne bladene til planter og mange fargestoffer. Denne ble brukt tilbake på 1700-tallet. for bleking av stoffer.
Klor som en giftig gass.
Scheele, som fikk klor, bemerket en svært ubehagelig sterk lukt, pustevansker og hoste. Som vi senere fant ut, lukter en person klor selv om en liter luft inneholder bare 0,005 mg av denne gassen, og samtidig har den allerede en irriterende effekt på luftveiene, og ødelegger cellene i slimhinnen i luftveiene. tarmkanalen og lungene. En konsentrasjon på 0,012 mg/l er vanskelig å tolerere; hvis konsentrasjonen av klor overstiger 0,1 mg/l, blir det livstruende: pusten går raskere, blir krampaktig, og blir deretter stadig mer sjelden, og etter 5–25 minutter stopper pusten. Den maksimale tillatte konsentrasjonen i luften til industribedrifter er 0,001 mg/l, og i luften i boligområder - 0,00003 mg/l.
St. Petersburg-akademiker Toviy Egorovich Lovitz, som gjentok Scheeles eksperiment i 1790, frigjorde ved et uhell en betydelig mengde klor i luften. Etter å ha inhalert det, mistet han bevisstheten og falt, og fikk deretter uutholdelige brystsmerter i åtte dager. Heldigvis ble han frisk. Den berømte engelske kjemikeren Davy døde nesten av klorforgiftning. Eksperimenter med selv små mengder klor er farlige, da de kan forårsake alvorlig lungeskade. De forteller at den tyske kjemikeren Egon Wiberg begynte et av sine forelesninger om klor med ordene: «Klor er en giftig gass. Hvis jeg blir forgiftet under neste demonstrasjon, vennligst ta meg med ut i frisk luft. Men dessverre må forelesningen avbrytes.» Hvis du slipper ut mye klor i luften, blir det en skikkelig katastrofe. Dette opplevde de anglo-franske troppene under første verdenskrig. Om morgenen den 22. april 1915 bestemte den tyske kommandoen seg for å gjennomføre det første gassangrepet i krigens historie: da vinden blåste mot fienden, på en liten seks kilometer lang del av fronten nær den belgiske byen Ypres , ble ventilene til 5730 sylindere åpnet samtidig, hver inneholdt 30 kg flytende klor. I løpet av 5 minutter dannet det seg en enorm gulgrønn sky, som sakte beveget seg bort fra de tyske skyttergravene mot de allierte. De engelske og franske soldatene var fullstendig forsvarsløse. Gassen trengte gjennom sprekkene inn i alle tilfluktsrommene, det var ingen flukt fra den: gassmasken var tross alt ennå ikke oppfunnet. Som et resultat ble 15 tusen mennesker forgiftet, 5 tusen av dem til døde. En måned senere, 31. mai, gjentok tyskerne gassangrepet på østfronten – mot russiske tropper. Dette skjedde i Polen nær byen Bolimova. På 12 km-fronten ble 264 tonn av en blanding av klor og mye mer giftig fosgen (karbonsyreklorid COCl 2) frigjort fra 12 tusen sylindre. Tsarkommandoen visste om hva som skjedde ved Ypres, og likevel hadde de russiske soldatene ingen forsvarsmidler! Som et resultat av gassangrepet utgjorde tapene 9.146 personer, hvorav bare 108 var som følge av rifle og artilleribeskytninger, resten ble forgiftet. Samtidig døde 1.183 mennesker nesten umiddelbart.
Snart viste kjemikere hvordan du kan rømme fra klor: du må puste gjennom et gasbind som er dynket i en løsning av natriumtiosulfat (dette stoffet brukes i fotografering, det kalles ofte hyposulfitt). Klor reagerer veldig raskt med en tiosulfatløsning og oksiderer den:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O® 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl. Selvfølgelig er svovelsyre heller ikke et ufarlig stoff, men den fortynnede vandige løsningen er mye mindre farlig enn giftig klor. Derfor, i disse årene, hadde tiosulfat et annet navn - "antiklor", men de første tiosulfatgassmaskene var ikke veldig effektive.
I 1916 oppfant den russiske kjemikeren og fremtidige akademikeren Nikolai Dmitrievich Zelinsky en virkelig effektiv gassmaske, der giftige stoffer ble holdt tilbake av et lag med aktivert karbon. Slikt kull med en svært utviklet overflate vil kunne holde på betydelig mer klor enn gasbind dynket i hyposulfitt. Heldigvis forble "klorangrepene" bare en tragisk episode i historien. Etter verdenskrigen hadde klor bare fredelige yrker igjen.
Bruk av klor.
Hvert år produseres enorme mengder klor over hele verden – titalls millioner tonn. Bare i USA på slutten av 1900-tallet. Omtrent 12 millioner tonn klor ble produsert årlig ved elektrolyse (10. plass blant kjemisk produksjon). Hoveddelen av det (opptil 50%) brukes på klorering av organiske forbindelser - for å produsere løsemidler, syntetisk gummi, polyvinylklorid og annen plast, kloroprengummi, plantevernmidler, medisiner og mange andre nødvendige og nyttige produkter. Resten brukes til syntese av uorganiske klorider, i tremasse- og papirindustrien til bleking av tremasse og til vannrensing. Klor brukes i relativt små mengder i metallurgisk industri. Med dens hjelp oppnås veldig rene metaller - titan, tinn, tantal, niob. Ved å brenne hydrogen i klor, oppnås hydrogenklorid, og fra det oppnås saltsyre. Klor brukes også til produksjon av blekemidler (hypokloritt, blekemiddel) og vanndesinfeksjon ved klorering.
Ilya Leenson
Utdannings- og vitenskapsdepartementet i DEN RUSSISKE FØDERASJON
Federal State Budgetary Educational Institute of Higher Professional Education
IVANOVSK STATENS KJEMISK-TEKNOLOGISKE UNIVERSITET
Institutt for TP og MET
Essay
Klor: egenskaper, anvendelse, produksjon
Leder: Efremov A.M.
Ivanovo 2015
Introduksjon
Generell informasjon for klor
Bruk av klor
Kjemiske metoder for å produsere klor
Elektrolyse. Konseptet og essensen av prosessen
Industriell produksjon av klor
Sikkerhetstiltak i klorproduksjon og miljøvern
Konklusjon
Introduksjon
elektrolyse av klor kjemiske element
På grunn av storskala bruk av klor i ulike felt av vitenskap, industri, medisin og i hverdagen, har etterspørselen etter det nylig økt katastrofalt. Det finnes mange metoder for å produsere klor ved bruk av laboratorie- og industrimetoder, men alle har flere ulemper enn fordeler. Å skaffe klor, for eksempel fra saltsyre, som er et biprodukt og avfall fra mange kjemiske og andre industrier, eller bordsalt utvunnet i saltforekomster, er en ganske energikrevende prosess, skadelig fra et miljøsynspunkt og svært farlig for liv og helse.
For tiden er problemet med å utvikle en teknologi for å produsere klor som vil eliminere alle de ovennevnte ulempene og også ha et høyt utbytte av klor svært påtrengende.
.Generell informasjon om klor
Klor ble oppnådd for første gang i 1774 av K. Scheele ved å reagere saltsyre med pyrolusitt MnO2. Men først i 1810 etablerte G. Davy at klor er et grunnstoff og kalte det klor (fra det greske chloros - gulgrønt). I 1813 foreslo JL Gay-Lussac navnet "Klor" for dette elementet.
Klor er et element i gruppe VII i det periodiske systemet for grunnstoffer til D.I. Mendeleev. Molekylvekt 70.906, atomvekt 35.453, atomnummer 17, tilhører halogenfamilien. Under normale forhold er fritt klor, bestående av diatomiske molekyler, en grønngul, ikke-brennbar gass med en karakteristisk skarp og irriterende lukt. Det er giftig og forårsaker kvelning. Komprimert klorgass ved atmosfærisk trykk blir til en ravgul væske ved -34,05 °C, størkner ved -101,6 °C og et trykk på 1 atm. Vanligvis er klor en blanding av 75,53% 35Cl og 24,47% 37Cl. Under normale forhold er tettheten av klorgass 3,214 kg/m3, det vil si at den er omtrent 2,5 ganger tyngre enn luft.
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. Dette skyldes det store utvalget av applikasjoner. Klor fortrenger brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller. 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 mot 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 PCl3, og med ytterligere klorering - PCl5. Svovel med klor ved oppvarming gir S2Cl2, SCl2 og annet SnClm. 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 88,5 % H2 er eksplosive og kan eksplodere fra lys, en elektrisk gnist, varme eller fra tilstedeværelsen av visse stoffer, for eksempel jernoksider.
Med oksygen danner klor oksider: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, samt hypokloritter (salter av underklorsyre), kloritt, klorater og perklorater. 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, danner hypoklorsyre og saltsyre: Cl2 + H2O? HClO + HCl. Den resulterende gulaktige løsningen kalles ofte klorvann. Når vandige løsninger av alkalier kloreres i kulde, dannes hypokloritt og klorider: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, og ved oppvarming dannes klorater. Klorering av tørt kalsiumhydroksid produserer blekemiddel. Når ammoniakk reagerer med klor, dannes nitrogentriklorid. Ved klorering av organiske forbindelser erstatter klor enten hydrogen eller binder sammen flere bindinger, og danner forskjellige klorholdige organiske forbindelser. Klor danner interhalogenforbindelser med andre halogener. Klorfluorider ClF, ClF3, ClF3 er svært reaktive; for eksempel, i en ClF3-atmosfære, antennes glassull spontant. Kjente forbindelser av klor med oksygen og fluor er kloroksyfluorider: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 og fluorperklorat FClO4.
Klor forekommer i naturen bare i form av forbindelser. Dens gjennomsnittlige innhold i jordskorpen er 1,7·10-2 % av massen. Vannvandring spiller en stor rolle i historien til klor i jordskorpen. Den finnes i form av Clion i verdenshavet (1,93 %), underjordiske saltlaker og saltsjøer. Antallet av sine egne mineraler (hovedsakelig naturlige klorider) er 97, det viktigste er halitt NaCl (bergsalt). Store forekomster av kalium- og magnesiumklorider og blandede klorider er også kjent: sylvinitt KCl, sylvinitt (Na,K)Cl, karnalitt KCl MgCl2 6H2O, kainitt KCl MgSO4 3H2O, bischofitt MgCl2 6H2O. I jordens historie var tilførselen av HCl inneholdt i vulkanske gasser til de øvre delene av jordskorpen av stor betydning.
Kvalitetsstandarder for klor
Navn på indikator GOST 6718-93 Høyeste klasse Første klasse Volumfraksjon av klor, ikke mindre enn, % 99.899.6 Massefraksjon av vann, ikke mer enn % 0.010.04 Massefraksjon nitrogentriklorid, ikke mer enn % 0.0020.004 Masse fraksjon av ikke-flyktig rest, ikke mer enn %0 ,0150,10
Lagring og transport av klor
Klor produsert ved forskjellige metoder lagres i spesielle "tanker" eller pumpes inn i sylindriske stål (volum 10-250 m3) og sfæriske (volum 600-2000 m3) sylindere under eget damptrykk på 18 kgf/cm2. Maksimal lagringsvolum er 150 tonn. Sylindre med flytende klor under trykk har en spesiell farge - en beskyttende farge. Hvis en klorsylinder trykkavlastes, oppstår det et plutselig gassutslipp med en konsentrasjon flere ganger høyere enn den dødelige. Det skal bemerkes at når klorsylindere brukes over lang tid, samler det seg ekstremt eksplosivt nitrogentriklorid i dem, og derfor må klorflasker fra tid til annen gjennomgå rutinemessig vask og rensing av nitrogenklorid. Klor transporteres i containere, jernbanetanker og sylindere, som tjener som midlertidig lagring.
2.Bruk av klor
Klor forbrukes først og fremst av den kjemiske industrien for produksjon av ulike organiske klorderivater som brukes til å produsere plast, syntetisk gummi, kjemiske fibre, løsemidler, insektmidler, etc. For tiden brukes mer enn 60 % av den globale klorproduksjonen til organisk syntese. I tillegg brukes klor til å produsere saltsyre, blekemiddel, klorater og andre produkter. Betydelige mengder klor brukes i metallurgi til klorering under bearbeiding av polymetalliske malmer, utvinning av gull fra malmer, og det brukes også i oljeraffineringsindustrien, i landbruket, i medisin og sanitet, for nøytralisering av drikke- og avløpsvann , i pyroteknikk og en rekke andre områder av den nasjonale økonomien. . Som et resultat av utviklingen av områder for bruk av klor, hovedsakelig på grunn av suksessen med organisk syntese, er verdensproduksjonen av klor mer enn 20 millioner tonn/år.
Hovedeksempler på anvendelse og bruk av klor i ulike grener av vitenskap, industri og innenlandske behov:
1.i produksjon av polyvinylklorid, plastblandinger, syntetisk gummi, som de lager av: ledningsisolasjon, vindusprofiler, emballasjematerialer, klær og sko, linoleums- og grammofonplater, lakk, utstyr og skumplast, leker, instrumentdeler, Bygningsmaterialer. Polyvinylklorid produseres ved polymerisering av vinylklorid, som i dag oftest produseres av etylen ved den klorbalanserte metoden via mellomproduktet 1,2-dikloretan.
CH2=CH2+Cl2=>CH2Cl-CH2ClCl-CH2Cl=> CH2=CHCl+HCl
1)som blekemiddel (selv om det ikke er klor i seg selv som "bleker", men atomært oksygen, som dannes under nedbrytningen av hypoklorsyre i henhold til reaksjonen: Cl2 + H2O ? HCl + HClO ? 2HCl + O*).
2)i produksjon av klororganiske insektmidler - stoffer som dreper insekter som er skadelige for avlinger, men som er trygge for planter (aldrin, DDT, heksakloran). Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (C6H6Cl6).
)brukes som et kjemisk krigføringsmiddel, samt for produksjon av andre kjemiske krigføringsmidler: sennepsgass (C4H8Cl2S), fosgen (CCl2O).
)for vanndesinfeksjon - "klorering". Den vanligste metoden for desinfisering av drikkevann er basert på evnen til fritt klor og dets forbindelser til å hemme enzymsystemene til mikroorganismer som katalyserer redoksprosesser. For å desinfisere drikkevann brukes følgende: klor (Cl2), klordioksid (ClO2), kloramin (NH2Cl) og blekemiddel (Ca(Cl)OCl).
)i næringsmiddelindustrien er det registrert som et mattilsetningsstoff E925.
)i kjemisk produksjon av kaustisk soda (NaOH) (brukes i produksjon av rayon, i såpeindustrien), saltsyre (HCl), blekemiddel, bertholittsalt (KClO3), metallklorider, giftstoffer, medikamenter, gjødsel.
)i metallurgi for produksjon av rene metaller: titan, tinn, tantal, niob.
TiO2 + 2C + 2Cl2 => TiCl4 + 2CO;
TiCl4 + 2Mg => 2MgCl2 + Ti (ved T=850°C)
)som en indikator på solnøytrinoer i klor-argon-detektorer (Ideen om en "kloredetektor" for registrering av solnøytrinoer ble foreslått av den berømte sovjetiske fysikeren akademiker B. Pontecorvo og implementert av den amerikanske fysikeren R. Davis og hans samarbeidspartnere. Etter å ha fanget nøytrinokjernen til klor-isotopen med en atomvekt på 37, forvandles til kjernen til isotopen argon-37, som produserer ett elektron som kan registreres.).
Mange utviklede land søker å begrense bruken av klor i hverdagen, blant annet fordi forbrenning av klorholdig avfall produserer en betydelig mengde dioksiner (globale økotoksiske stoffer med kraftige mutagene egenskaper).
3. Kjemiske metoder for å produsere klor
Tidligere var produksjon av klor med kjemiske midler ved bruk av Weldon- og Deacon-metodene vanlig. I disse prosessene ble klor produsert ved oksidasjon av hydrogenklorid dannet som et biprodukt i produksjonen av natriumsulfat fra bordsalt ved virkningen av svovelsyre.
reaksjon som skjer ved bruk av Weldon-metoden:
4HCl + MnO2 =>MnCl2+ 2H2O + Cl2
reaksjon som oppstår ved hjelp av Deacons metode:
HCl + O2 =>2H2O + 2Cl2
I Dikonovsky-prosessen ble kobberklorid brukt som en katalysator, hvorav en 50% løsning (noen ganger med tilsetning av NaCl) ble impregnert med en porøs keramisk bærer. Den optimale reaksjonstemperaturen på en slik katalysator var vanligvis innenfor området 430-490°C. Denne katalysatoren blir lett forgiftet av arsenforbindelser, som den danner inaktivt kobberarsenat med, samt svoveldioksid og svoveltrioksid. Tilstedeværelsen av selv små mengder svovelsyredamp i gassen forårsaker en kraftig reduksjon i utbyttet av klor som et resultat av sekvensielle reaksjoner:
H2SO4 => SO2 + 1/2O2 + H2O+ C12 + 2H2O => 2НCl + H2SO4
C12 + H2O => 1/202 + 2HCl
Således er svovelsyre en katalysator som fremmer omvendt omdannelse av Cl2 til HCl. Derfor, før oksidasjon på en kobberkatalysator, må hydrokloridgass renses grundig fra urenheter som reduserer utbyttet av klor.
Deacons installasjon bestod av en gassvarmer, et gassfilter og et kontaktapparat av et sylindrisk stålhus, innvendig i hvilket det var to konsentrisk plasserte keramiske sylindre med hull; det ringformede rommet mellom dem er fylt med en katalysator. Hydrogenklorid ble oksidert med luft, så kloret ble fortynnet. En blanding inneholdende 25 vol.% HCl og 75 vol.% luft (~16% O2) ble matet inn i kontaktapparatet, og gassen som forlot apparatet inneholdt ca. 8% C12, 9% HCl, 8% vanndamp og 75%. luft. En slik gass, etter å ha vasket den med HCl og tørket den med svovelsyre, ble vanligvis brukt til å produsere blekemiddel.
Restaureringen av Deacon-prosessen er for tiden basert på oksidasjon av hydrogenklorid ikke med luft, men med oksygen, noe som gjør det mulig å oppnå konsentrert klor ved bruk av høyaktive katalysatorer. Den resulterende klor-oksygenblandingen vaskes fra HCl-rester suksessivt med 36 og 20% saltsyre og tørkes med svovelsyre. Kloret blir deretter flytende og oksygenet returneres til prosessen. Klor skilles også fra oksygen ved å absorbere klor under et trykk på 8 atm med svovelklorid, som deretter regenereres for å produsere 100 % klor:
Сl2 + S2CI2
Lavtemperaturkatalysatorer brukes, for eksempel kobberdiklorid aktivert med salter av sjeldne jordmetaller, noe som gjør det mulig å utføre prosessen selv ved 100°C og derfor kraftig øke graden av omdannelse av HCl til Cl2. På en kromoksidkatalysator brennes HCl i oksygen ved 340-480°C. Bruken av en katalysator fra en blanding av V2O5 med alkalimetallpyrosulfater og aktivatorer på silikagel ved 250–20°C er beskrevet. Mekanismen og kinetikken til denne prosessen har blitt studert og de optimale betingelsene for implementeringen er etablert, spesielt i et fluidisert sjikt.
Oksidasjon av hydrogenklorid med oksygen utføres også ved bruk av en smeltet blanding av FeCl3 + KCl i to trinn, utført i separate reaktorer. I den første reaktoren oksideres jernklorid for å danne klor:
2FeCl3 + 1
I den andre reaktoren regenereres jern(III)klorid fra jern(III)oksid med hydrogenklorid:
O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H20
For å redusere damptrykket til jern(III)klorid tilsettes kaliumklorid. Det er også foreslått å utføre denne prosessen i ett apparat, hvor en kontaktmasse bestående av Fe2O3, KC1 og kobber, kobolt eller nikkelklorid avsatt på en inert bærer beveger seg fra topp til bunn av apparatet. På toppen av apparatet passerer det gjennom en varm kloreringssone, hvor Fe2O3 omdannes til FeCl3, og interagerer med HCl som ligger i gasstrømmen som går fra bunn til topp. Deretter senkes kontaktmassen ned i kjølesonen, hvor det under påvirkning av oksygen dannes elementært klor, og FeCl3 omdannes til Fe2O3. Den oksiderte kontaktmassen føres tilbake til kloreringssonen.
En lignende indirekte oksidasjon av HCl til Cl2 utføres i henhold til følgende skjema:
2HC1 + MgO = MgCl2 + H2O
Det er foreslått å produsere klor og svovelsyre samtidig ved å lede en gass som inneholder HCl, O2 og et stort overskudd av SO2 gjennom en vanadiumkatalysator ved 400600°C. Deretter kondenseres H2SO4 og HSO3Cl fra gassen og SO3 absorberes med svovelsyre, klor forblir i gassfasen. HSO3Cl blir hydrolysert og frigjort HC1 returneres til prosessen.
Oksidasjon utføres enda mer effektivt av slike oksidasjonsmidler som PbO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7:
2KMnO4 + 16HCl => 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2^ +8H2O
Klor kan også oppnås ved oksidasjon av klorider. For eksempel, når NaCl og SO3 samhandler, oppstår følgende reaksjoner:
NaCl + 2SO3 = 2NaSO3Cl
NaSO3Cl = Cl2 + SO2 + Na2SO4
NaSO3Cl spaltes ved 275°C. En blanding av SO2- og C12-gasser kan separeres ved å absorbere klor SO2Cl2 eller CCl4 eller utsette den for rektifisering, noe som resulterer i en azeotrop blanding som inneholder 88 mol. % Cl2 og 12 mol. %SO2. Den azeotropiske blandingen kan separeres ytterligere ved å omdanne SO2 til SO2C12 og separere overskudd av klor, og SO2Cl2 som spaltes ved 200° til SO2 og Cl2, som tilsettes blandingen som sendes til rektifisering.
Klor kan oppnås ved oksidasjon av klorid eller hydrogenklorid med salpetersyre, samt nitrogendioksid:
ZHCl + HNO3 => Сl2 + NOCl + 2Н2O
En annen måte å oppnå klor på er nedbrytning av nitrosylklorid, som kan oppnås ved oksidasjon:
NOCl + O2 = 2NO2 + Cl2
Det foreslås også for eksempel å oksidere NOCl med 75% salpetersyre for å oppnå klor:
2NOCl + 4HNO3 = Cl2 + 6NO2 + 2H2O
Blandingen av klor og nitrogendioksid separeres, og omdanner NO2 til svak salpetersyre, som deretter brukes til å oksidere HCl i det første trinnet av prosessen for å danne Cl2 og NOCl. Den største vanskeligheten med å utføre denne prosessen i industriell skala er eliminering av korrosjon. Keramikk, glass, bly, nikkel og plast brukes som materialer for utstyr. Bruker denne metoden i USA i 1952-1953. Installasjonen opererte med en kapasitet på 75 tonn klor per dag.
En syklisk metode er utviklet for produksjon av klor ved oksidasjon av hydrogenklorid med salpetersyre uten dannelse av nitrosylklorid i henhold til reaksjonen:
2HCl + 2HNO3 = Cl2 + 2N02 + 2H2O
Prosessen skjer i væskefasen ved 80°C, utbyttet av klor når 100%, NO2 oppnås i flytende form.
Deretter ble disse metodene fullstendig erstattet av elektrokjemiske, men for tiden gjenopplives kjemiske metoder for å produsere klor på nytt teknisk grunnlag. Alle er basert på direkte eller indirekte oksidasjon av HCl (eller klorider), med det vanligste oksidasjonsmiddelet atmosfærisk oksygen.
Elektrolyse. Konseptet og essensen av prosessen
Elektrolyse er et sett med elektrokjemiske redoksprosesser som oppstår på elektrodene under passasjen av en likestrøm gjennom en smelte eller løsning med elektroder nedsenket i den.
Ris. 4.1. Prosesser som skjer under elektrolyse. Elektrolysebaddiagram: 1 - bad, 2 - elektrolytt, 3 - anode, 4 - katode, 5 - strømkilde
Elektroder kan være alle materialer som leder elektrisk strøm. Metaller og legeringer brukes hovedsakelig, ikke-metallelektroder kan for eksempel være grafittstaver (eller karbon). Sjeldnere brukes væsker som en elektrode. En positivt ladet elektrode er anoden. En elektrode ladet negativt er en katode. Under elektrolyse oksideres anoden (den løses opp) og katoden reduseres. Det er grunnen til at anoden bør tas på en slik måte at dens oppløsning ikke påvirker den kjemiske prosessen som skjer i løsningen eller smelten. En slik anode kalles en inert elektrode. Du kan bruke grafitt (karbon) eller platina som en inert anode. Du kan bruke en metallplate som katode (den vil ikke oppløses). Kobber, messing, karbon (eller grafitt), sink, jern, aluminium, rustfritt stål er egnet.
Eksempler på elektrolyse av smelter:
Eksempler på elektrolyse av saltløsninger:
(Cl? anioner oksideres ved anoden, og ikke oksygen O? II vannmolekyler, siden elektronegativiteten til klor er mindre enn oksygen, og derfor gir klor fra seg elektroner lettere enn oksygen)
Elektrolyse av vann utføres alltid i nærvær av en inert elektrolytt (for å øke den elektriske ledningsevnen til en veldig svak elektrolytt - vann):
Avhengig av den inerte elektrolytten, utføres elektrolyse i et nøytralt, surt eller alkalisk miljø. Når du velger en inert elektrolytt, er det nødvendig å ta hensyn til at metallkationer, som er typiske reduksjonsmidler (for eksempel Li+, Cs+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+), aldri reduseres ved katoden i en vandig oppløsning og oksygen O?II-anioner av oksosyrer oksideres aldri ved anoden med et element i den høyeste oksidasjonsgraden (for eksempel ClO4?, SO42?, NO3?, PO43?, CO32?, SiO44?, MnO4?), vann oksideres i stedet.
Elektrolyse involverer to prosesser: migrering av reagerende partikler under påvirkning av et elektrisk felt til overflaten av elektroden og overføring av ladning fra partikkel til elektrode eller fra elektrode til partikkel. Migrasjonen av ioner bestemmes av deres mobilitet og transportantall. Prosessen med overføring av flere elektriske ladninger utføres som regel i form av en sekvens av en-elektronreaksjoner, det vil si i trinn, med dannelse av mellomliggende partikler (ioner eller radikaler), som noen ganger eksisterer for litt tid på elektroden i adsorbert tilstand.
Ratene av elektrodereaksjoner avhenger av:
elektrolyttsammensetning
elektrolyttkonsentrasjon
elektrodemateriale
elektrodepotensial
temperatur
hydrodynamiske forhold.
Strømtettheten er et mål på reaksjonshastigheten. Dette er en fysisk vektor, hvis modul bestemmes av forholdet mellom strømstyrken (antall overførte elektriske ladninger per tidsenhet) i lederen og tverrsnittsarealet.
Faradays lover for elektrolyse er kvantitative forhold basert på elektrokjemiske studier og hjelper til med å bestemme massen av produkter som dannes under elektrolyse. I sin mest generelle form er lovene formulert som følger:
)Faradays første lov om elektrolyse: massen av et stoff avsatt på en elektrode under elektrolyse er direkte proporsjonal med mengden elektrisitet som overføres til denne elektroden. Med mengde elektrisitet mener vi elektrisk ladning, vanligvis målt i coulombs.
2)Faradays andre lov for elektrolyse: for en gitt mengde elektrisitet (elektrisk ladning) er massen av et kjemisk element avsatt på elektroden direkte proporsjonal med den ekvivalente massen til elementet. Den ekvivalente massen til et stoff er dets molar masse, delt på et heltall avhengig av den kjemiske reaksjonen stoffet deltar i.
I matematisk form kan Faradays lover representeres som følger:
der m er massen av stoffet avsatt på elektroden i gram, er den totale elektriske ladningen som passerer gjennom stoffet = 96 485,33(83) C mol?1 er Faradays konstant, er stoffets molare masse (For eksempel molaren masse vann H2O = 18 g/mol), er valenstallet for ioner av et stoff (antall elektroner per ion).
Merk at M/z er den ekvivalente massen til det avsatte stoffet.
For Faradays første lov er M, F og z konstanter, så jo større verdien av Q er, desto større vil verdien av m være.
For Faradays andre lov er Q, F og z konstanter, så jo større M/z-verdi (ekvivalent masse), jo større vil m-verdien være.
I det enkleste tilfellet fører likestrømelektrolyse til:
I det mer komplekse tilfellet med vekselstrøm, den totale ladningen Q til strømmen I( ?) oppsummeres over tid? :
hvor t er den totale elektrolysetiden.
I industrien utføres elektrolyseprosessen i spesielle enheter - elektrolysatorer.
Industriell produksjon av klor
For tiden produseres klor hovedsakelig ved elektrolyse av vandige løsninger, nemlig en av
Råvarene for elektrolytisk produksjon av klor er hovedsakelig løsninger av bordsalt NaCl, oppnådd ved å løse opp fast salt, eller naturlig saltlake. Det er tre typer saltforekomster: fossilt salt (omtrent 99 % av reservene); saltsjøer med bunnsedimenter av selvsedimentert salt (0,77 %); resten er underjordiske deler. Løsninger av bordsalt, uavhengig av fremstillingsveien, inneholder urenheter som svekker elektrolyseprosessen. Spesielt ugunstige under elektrolyse med en fast katode er kalsiumkationer Ca2+, Mg2+ og SO42-anioner, og under elektrolyse med en flytende katode - urenheter av forbindelser som inneholder tungmetaller, som krom, vanadium, germanium og molybden.
Krystallinsk salt for klorelektrolyse må ha følgende sammensetning (%): natriumklorid ikke mindre enn 97,5; Mg2+ ikke mer enn 0,05; uløselig sediment ikke mer enn 0,5; Ca2+ ikke mer enn 0,4; K+ ikke mer enn 0,02; SO42 - ikke mer enn 0,84; fuktighet ikke mer enn 5; innblanding av tungmetaller (bestemt ved amalgamtest cm3 H2) ikke mer enn 0,3. Saltvannsrensing utføres med en løsning av brus (Na2CO3) og kalkmelk (en suspensjon av Ca(OH)2 i vann). I tillegg til kjemisk rensing frigjøres løsninger fra mekaniske urenheter ved bunnfelling og filtrering.
Elektrolyse av bordsaltløsninger utføres i bad med en solid jern (eller stål) katode og med membraner og membraner, i bad med en flytende kvikksølv katode. Industrielle elektrolysører som brukes til å utstyre moderne store klorbutikker må ha høy ytelse, en enkel design, være kompakt, fungere pålitelig og stødig.
Elektrolyse fortsetter i henhold til følgende skjema:
MeCl + H2O => MeOH + Cl2 + H2,
hvor Me er et alkalimetall.
Under den elektrokjemiske dekomponeringen av bordsalt i elektrolysatorer med faste elektroder oppstår følgende grunnleggende, reversible og irreversible ioniske reaksjoner:
dissosiasjon av molekyler av bordsalt og vann (forekommer i elektrolytten)
NaCl-Na++Cl-
Oksidasjon av klorion (ved anoden)
C1- - 2e- => C12
reduksjon av hydrogenion og vannmolekyler (ved katoden)
Н+ - 2е- => Н2
Н2O - 2е - => Н2 + 2ОН-
Assosiasjon av ioner til et natriumhydroksidmolekyl (i en elektrolytt)
Na+ + OH- - NaOH
Nyttige produkter er natriumhydroksid, klor og hydrogen. Alle fjernes fra elektrolysatoren separat.
Ris. 5.1. Opplegg av en membranelektrolysator
Hulrommet til elektrolysatoren med en solid katode (fig. 3) er delt av en porøs
De første industrielle elektrolysørene opererte i batch-modus. Elektrolyseproduktene i dem ble separert med en sementmembran. Deretter ble det laget elektrolysatorer der klokkeformede skillevegger ble brukt for å skille elektrolyseproduktene. På neste trinn dukket det opp elektrolysatorer med strømningsmembran. De kombinerte motstrømsprinsippet med bruk av en skillemembran, som var laget av asbestpapp. Deretter ble det oppdaget en metode for å produsere en diafragma fra asbestmasse, lånt fra papirindustriens teknologi. Denne metoden gjorde det mulig å utvikle design for elektrolysører for høye strømbelastninger med en ikke-avtakbar kompakt fingerkatode. For å øke levetiden til asbestmembranen foreslås det å introdusere noen syntetiske materialer i sammensetningen som et belegg eller bindemiddel. Det foreslås også å lage membranene utelukkende av nye syntetiske materialer. Det er bevis for at slike kombinerte asbestsyntetiske eller spesialproduserte syntetiske membraner har en levetid på opptil 500 dager. Det utvikles også spesielle ionebyttermembraner som gjør det mulig å få ren kaustisk soda med svært lavt natriumkloridinnhold. Virkningen av slike membraner er basert på bruken av deres selektive egenskaper for passasje av forskjellige ioner.
I tidlige design ble kontaktpunktene til strømledningene til grafittanodene fjernet fra elektrolysatorhulrommet til utsiden. Deretter ble det utviklet metoder for å beskytte kontaktdelene til anoder nedsenket i elektrolytten. Ved hjelp av disse teknikkene ble det laget industrielle elektrolysatorer med bunnstrømforsyning, der anodekontaktene er plassert i elektrolysatorens hulrom. De brukes overalt i dag til produksjon av klor og kaustisk soda på en fast katode.
En strøm av mettet løsning av bordsalt (renset saltlake) strømmer kontinuerlig inn i anoderommet til diafragmaelektrolysatoren. Som et resultat av den elektrokjemiske prosessen frigjøres klor ved anoden på grunn av nedbryting av bordsalt, og hydrogen frigjøres ved katoden på grunn av nedbryting av vann. Klor og hydrogen fjernes fra elektrolysatoren uten å blandes, separat. I dette tilfellet er nær-katode-sonen anriket med natriumhydroksid. En løsning fra nær-katodesonen, kalt elektrolytisk væske, som inneholder udekomponert bordsalt (omtrent halvparten av mengden tilført saltlake) og natriumhydroksid fjernes kontinuerlig fra elektrolysatoren. På neste trinn fordampes den elektrolytiske væsken og NaOH-innholdet i den justeres til 42-50 % i henhold til standarden. Bordsalt og natriumsulfat utfelles når konsentrasjonen av natriumhydroksid øker.
NaOH-løsningen dekanteres fra krystallene og overføres som et ferdig produkt til et lager eller kaustisk smeltetrinn for å oppnå et fast produkt. Krystallinsk bordsalt (omvendt salt) returneres til elektrolyse, og tilbereder den såkalte omvendte saltlaken. For å unngå akkumulering av sulfat i løsninger, fjernes sulfat fra det før den omvendte saltlaken tilberedes. Tapet av bordsalt kompenseres ved å tilsette fersk saltlake oppnådd ved underjordisk utlekking av saltlag eller ved å løse opp fast bordsalt. Før den blandes med returlake, renses fersk saltlake for mekaniske suspensjoner og en betydelig del av kalsium- og magnesiumioner. Det resulterende kloret skilles fra vanndamp, komprimeres og overføres enten direkte til forbrukere eller for flytende klor. Hydrogen skilles fra vann, komprimeres og overføres til forbrukerne.
De samme kjemiske reaksjonene skjer i en membranelektrolysator som i en diafragmaelektrolysator. I stedet for en porøs diafragma brukes en kationisk membran (fig. 5).
Ris. 5.2. Diagram av en membranelektrolysator
Membranen forhindrer inntrengning av klorioner inn i katolytten (elektrolytt i katoderommet), på grunn av hvilken kaustisk soda kan oppnås direkte i elektrolysatoren nesten uten salt, med en konsentrasjon på 30 til 35%. Siden det ikke er behov for å separere saltet, gjør fordampning det mulig å produsere 50 % kommersiell kaustisk soda mye lettere og til lavere kapital- og energikostnader. Siden kaustisk soda i membranprosessen er av mye høyere konsentrasjon, brukes dyrt nikkel som katode.
Ris. 5.3. Skjematisk av en kvikksølvelektrolysator
Den totale reaksjonen av nedbrytning av bordsalt i kvikksølvelektrolysatorer er den samme som i diafragmaelektrolysatorer:
NaCl+H2O => NaOH + 1/2Сl2+ 1/2Н2
Men her foregår det i to trinn, hver i et separat apparat: en elektrolysator og en nedbryter. De er strukturelt kombinert med hverandre og kalles et elektrolysebad, og noen ganger en kvikksølvelektrolysator.
I det første trinnet av prosessen - i elektrolysatoren - finner den elektrolytiske dekomponeringen av bordsalt sted (dets mettede løsning tilføres elektrolysatoren) for å produsere klor ved anoden, og natriumamalgam ved kvikksølvkatoden, i henhold til følgende reaksjon :
NaCl + nHg => l/2Cl2 + NaHgn
Nedbryteren gjennomgår det andre trinnet av prosessen, der natriumamalgam under påvirkning av vann omdannes til natriumhydroksid og kvikksølv:
NaHgn + H2O => NaOH +1/2H2+nHg
Av alt saltet som mates inn i elektrolysatoren med saltlake, går bare 15-20 % av den tilførte mengden i reaksjon (2), og resten av saltet, sammen med vann, forlater elektrolysatoren i form av kloranolytt - en løsning av bordsalt i vann som inneholder 250-270 kg/m3 NaCl mettet med klor. Det "sterke amalgamet" som kommer ut av elektrolysatoren og vann føres inn i nedbryteren.
Elektrolysatoren i alle tilgjengelige design er laget i form av en lang og relativt smal, lett skrånende stålgrøft, langs bunnen av hvilken et tynt lag av amalgam strømmer ved tyngdekraften, som er katoden, og anolytt strømmer på toppen. Saltlake og svakt amalgam mates fra den øvre hevede kanten av elektrolysatoren gjennom "inntakslommen".
Sterkt amalgam strømmer fra den nedre enden av elektrolysatoren gjennom "utløpslommen". Klor og kloranolytt kommer ut sammen gjennom et rør, også plassert i den nedre enden av elektrolysatoren. Anoder er suspendert over hele amalgamstrømspeilet eller katoden i en avstand på 3-5 mm fra katoden. Toppen av elektrolysatoren er dekket med et lokk.
To typer nedbrytere er vanlige: horisontale og vertikale. De første er laget i form av en skrå sjakt av stål av samme lengde som elektrolysatoren. En strøm av amalgam renner langs bunnen av nedbryteren, som er installert i en liten vinkel. En nedbryterdyse laget av grafitt er nedsenket i denne strømmen. Vann beveger seg i motstrøm. Som et resultat av nedbrytningen av amalgamet er vannet mettet med kaustisk. Den kaustiske løsningen sammen med hydrogen forlater nedbryteren gjennom et rør i bunnen, og det dårlige amalgamet eller kvikksølvet pumpes inn i cellelommen.
I tillegg til elektrolysator, nedbryter, lommer og overføringsrør, inkluderer elektrolysebadesettet en kvikksølvpumpe. Det brukes to typer pumper. I tilfeller der badene er utstyrt med en vertikal koker eller hvor kokeren er installert under elektrolysatoren, brukes konvensjonelle nedsenkbare sentrifugalpumper som senkes ned i kokeren. For bad hvor nedbryteren er installert ved siden av elektrolysatoren, pumpes amalgamet med en konisk rotasjonspumpe av originaltypen.
Alle ståldeler av elektrolysatoren som kommer i kontakt med klor eller kloranolytt er beskyttet med en spesiell karakter av vulkanisert gummibelegg (gummi). Det beskyttende gummilaget er ikke helt motstandsdyktig. Over tid blir det klorert og blir sprøtt og sprekker på grunn av temperatur. Med jevne mellomrom fornyes det beskyttende laget. Alle andre deler av elektrolysebadet: nedbryter, pumpe, overløp er laget av ubeskyttet stål, siden verken hydrogen eller kaustisk løsning korroderer det.
For tiden er grafittanoder de vanligste i kvikksølvelektrolysatorer. De blir imidlertid erstattet av ORTA.
6.Sikkerhetstiltak ved klorproduksjon
og miljøvern
Faren for personell ved produksjon av klor er bestemt av den høye toksisiteten til klor og kvikksølv, muligheten for dannelse i utstyret av eksplosive gassblandinger av klor og hydrogen, hydrogen og luft, samt løsninger av nitrogentriklorid i flytende klor , bruken i produksjonen av elektrolysatorer - enheter som har et økt elektrisk potensial i forhold til jord, egenskapene til den kaustiske alkalien som produseres i denne produksjonen.
Å puste inn luft som inneholder 0,1 mg/l klor i 30-60 minutter er livsfarlig. Innånding av luft som inneholder mer enn 0,001 mg/l klor irriterer luftveiene. Maksimal tillatt konsentrasjon (MPC) av klor i luften i befolkede områder: gjennomsnittlig daglig 0,03 mg/m3, maksimal engangs 0,1 mg/m3, i luften i arbeidsområdet til industrilokaler er 1 mg/m3, lukt persepsjonsterskel 2 mg/m3. Ved en konsentrasjon på 3-6 mg/m3 kjennes en tydelig lukt, irritasjon (rødhet) i øyne og neseslimhinner oppstår, ved 15 mg/m3 - irritasjon av nasopharynx, ved 90 mg/m3 - intense hosteanfall . Eksponering for 120 - 180 mg/m3 i 30-60 minutter er livstruende, ved 300 mg/m3 er død mulig, en konsentrasjon på 2500 mg/m3 fører til død innen 5 minutter, ved en konsentrasjon på 3000 mg/m3 død oppstår etter noen få pust. Maksimal tillatt konsentrasjon av klor for filtrering av industrielle og sivile gassmasker er 2500 mg/m3.
Tilstedeværelsen av klor i luften bestemmes av kjemiske rekognoseringsutstyr: VPKhR, PPKhR, PKhR-MV ved bruk av indikatorrør IT-44 (rosa farge, følsomhetsterskel 5 mg/m3), IT-45 (oransje farge), aspiratorer AM- 5, AM-0055, AM-0059, NP-3M med indikatorrør for klor, universalgassanalysator UG-2 med et måleområde på 0-80 mg/m3, gassdetektor "Kolion-701" i området 0- 20 mg/m3. I åpen plass - med SIP "KORSAR-X" enheter. Innendørs - med SIP "VEGA-M" enheter. For å beskytte mot klor i tilfelle funksjonsfeil eller nødsituasjoner, må alle personer i verkstedene ha og umiddelbart bruke gassmasker av "B" eller "BKF" merkene (unntatt kvikksølvelektrolyseverksteder), samt verneklær: klut eller gummierte dresser, gummistøvler og votter. Esker med anti-klorgassmasker skal males gule.
Kvikksølv er giftigere enn klor. Den maksimalt tillatte konsentrasjonen av dampene i luften er 0,00001 mg/l. Det påvirker menneskekroppen gjennom innånding og kontakt med huden, samt gjennom kontakt med sammenslåtte gjenstander. Dens damp og sprut blir adsorbert (absorbert) av klær, hud og tenner. Samtidig fordamper kvikksølv lett ved temperatur; tilgjengelig i elektrolyseverkstedet, og konsentrasjonen av dampene i luften overstiger langt det maksimalt tillatte. Derfor er elektrolysebutikker for flytende katode utstyrt med kraftig ventilasjon, som under normal drift gir tillatt nivå kvikksølvdampkonsentrasjoner. Dette er imidlertid ikke nok for sikker drift. Det er også nødvendig å følge den såkalte kvikksølvdisiplinen: følg reglene for håndtering av kvikksølv. Etter dem, før de begynner å jobbe, går personalet gjennom et sanitærkontrollpunkt, i en ren del hvor de legger fra seg hjemmeklærne og tar på seg nyvasket lin, som er spesialklær. På slutten av skiftet blir ytterklær og skittent sengetøy liggende i den skitne delen av sanitærtilsynsrommet, og arbeiderne dusjer, pusser tennene og tar på seg husholdningsartikler i den rene avdelingen i sanitærkontrollrommet.
I verksteder der de jobber med klor og kvikksølv bør du bruke en gassmaske av merket "G" (gassmaskeboksen er malt svart og gule farger) og gummihansker Reglene for "kvikksølvdisiplin" fastsetter at arbeid med kvikksølv og sammenslåtte overflater kun skal utføres under et lag med vann; Utsølt kvikksølv skal umiddelbart skylles ned i avløpet der det er kvikksølvfeller.
Miljøet er truet av utslipp av klor og kvikksølvdamp til atmosfæren, utslipp av kvikksølvsalter og kvikksølvdråper, forbindelser som inneholder aktivt klor til avløpsvann og jordforgiftning av kvikksølvslam. Klor kommer inn i atmosfæren ved ulykker, med ventilasjonsutslipp og avgasser fra ulike enheter. Kvikksølvdamp føres med luften fra ventilasjonsanlegg. Normen for klorinnhold i luften ved utslipp til atmosfæren er 0,03 mg/m3. Denne konsentrasjonen kan oppnås hvis alkalisk flertrinns avgassvask brukes. Normen for kvikksølvinnhold i luften ved utslipp til atmosfæren er 0,0003 mg/m3, og i avløpsvann ved utslipp til vannforekomster er 4 mg/m3.
Nøytraliser klor med følgende løsninger:
melk av kalk, for hvilken 1 vektdel lesket kalk helles i 3 deler vann, blandes grundig, deretter helles kalkløsningen på toppen (for eksempel 10 kg lesket kalk + 30 liter vann);
5% vandig løsning av soda, for hvilken 2 vektdeler soda løses opp med blanding med 18 deler vann (for eksempel 5 kg soda + 95 liter vann);
En 5% vandig løsning av kaustisk soda, for hvilken 2 vektdeler kaustisk soda oppløses under blanding med 18 deler vann (for eksempel 5 kg kaustisk soda + 95 liter vann).
Hvis klorgass lekker ut, sprayes vann for å slukke dampen. Vannforbrukssatsen er ikke standardisert.
Når flytende klor søles, blir utslippsstedet inngjerdet med en jordvold og fylt med kalkmelk, en løsning av soda, kaustisk soda eller vann. For å nøytralisere 1 tonn flytende klor, trengs 0,6-0,9 tonn vann eller 0,5-0,8 tonn løsninger. For å nøytralisere 1 tonn flytende klor trengs 22-25 tonn løsninger eller 333-500 tonn vann.
For å sprøyte vann eller løsninger brukes vannings- og brannbiler, autofyllestasjoner (ATs, PM-130, ARS-14, ARS-15), samt hydranter og spesialsystemer tilgjengelig på kjemisk farlige anlegg.
Konklusjon
Siden volumene av klor oppnådd ved laboratoriemetoder er ubetydelige sammenlignet med den stadig økende etterspørselen etter dette produktet, gir det ingen mening å utføre en sammenlignende analyse på dem.
Av de elektrokjemiske produksjonsmetodene er den enkleste og mest praktiske elektrolyse med en flytende (kvikksølv) katode, men denne metoden er ikke uten ulemper. Det forårsaker betydelig miljøskade gjennom fordampning og lekkasje av metallisk kvikksølv og klorgass.
Elektrolysatorer med solid katode eliminerer risikoen for miljøforurensning med kvikksølv. Ved valg mellom membran- og membranelektrolysatorer for nye produksjonsanlegg er det å foretrekke å bruke sistnevnte, siden de er mer økonomiske og gir mulighet til å oppnå et sluttprodukt av høyere kvalitet.
Bibliografi
1.Zaretsky S. A., Suchkov V. N., Zhivotinsky P. B. Elektrokjemisk teknologi for uorganiske stoffer og kjemiske strømkilder: En lærebok for tekniske skoleelever. M..: Høyere. Skole, 1980. 423 s.
2.Mazanko A.F., Kamaryan G.M., Romashin O.P. Industriell membranelektrolyse. M.: forlag "Chemistry", 1989. 240 s.
.Pozin M.E. Teknologi for mineralsalter (gjødsel, plantevernmidler, industrielle salter, oksider og syrer), del 1, red. 4. rev. L., Forlag "Chemistry", 1974. 792 s.
.Fioshin M. Ya., Pavlov V. N. Elektrolyse i uorganisk kjemi. M.: forlag "Nauka", 1976. 106 s.
.Yakimenko L. M. Produksjon av klor, kaustisk soda og uorganiske klorprodukter. M.: forlag "Chemistry", 1974. 600 s.
Internett-kilder
6.Sikkerhetsregler for produksjon, lagring, transport og bruk av klor // URL: #"justify">7. Nød kjemisk farlige stoffer // URL: #"justify">. Klor: søknad // URL: #"justify">.
(ifølge Pauling)
/cm³
Klor (χλωρός - grønn) - et element i hovedundergruppen til den syvende gruppen, den tredje perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 17. Angitt med symbolet Cl (lat. Klor). Kjemisk aktiv ikke-metall. Det er en del av gruppen halogener (opprinnelig ble navnet "halogen" brukt av den tyske kjemikeren Schweiger for klor [bokstavelig talt, "halogen" er oversatt som salt), men det slo ikke til, og ble senere vanlig for gruppe VII av grunnstoffer, som inkluderer klor).
Det enkle stoffet klor (CAS-nummer: 7782-50-5) er under normale forhold en giftig gass med gulgrønn farge, med en skarp lukt. Diatomisk klormolekyl (formel Cl2).
Klor atom diagram
Klor ble først oppnådd i 1772 av Scheele, som beskrev frigjøringen under samspillet mellom pyrolusitt og saltsyre i sin avhandling om pyrolusitt:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Scheele la merke til lukten av klor, lik lukten til aqua regia, dens evne til å reagere med gull og kanel, og dens blekeegenskaper.
Imidlertid antydet Scheele, i samsvar med flogistonteorien som var dominerende i kjemi på den tiden, at klor er deflogistikert saltsyre, det vil si oksidet av saltsyre. Berthollet og Lavoisier antydet at klor er et oksid av grunnstoffet muria, men forsøk på å isolere det forble mislykket inntil arbeidet til Davy, som klarte å dekomponere bordsalt til natrium og klor ved elektrolyse.
Utbredelse i naturen
Det er to isotoper av klor som finnes i naturen: 35 Cl og 37 Cl. I jordskorpen er klor det vanligste halogenet. Klor er veldig aktivt - det kombineres direkte med nesten alle elementene i det periodiske systemet. Derfor finnes det i naturen bare i form av forbindelser i mineralene: halitt NaCl, sylvitt KCl, sylvinitt KCl NaCl, bischofitt MgCl 2 6H2O, karnallitt KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitt KCl MgSO 4 3H 2 O. Den største reserver av klor finnes i saltene i vannet i hav og hav.
Klor utgjør 0,025 % av det totale antallet atomer i jordskorpen, Clarke-tallet for klor er 0,19 %, og Menneskekroppen inneholder 0,25 vekt% klorioner. I menneske- og dyrekropper finnes klor hovedsakelig i intercellulære væsker (inkludert blod) og spiller en viktig rolle i reguleringen av osmotiske prosesser, så vel som i prosesser knyttet til nervecellenes funksjon.
Isotopisk sammensetning
Det finnes 2 stabile isotoper av klor i naturen: med et massetall på 35 og 37. Andelene av innholdet er henholdsvis 75,78 % og 24,22 %.
| Isotop | Relativ masse, a.m.u. | Halvt liv | Type forfall | Atomspinn |
|---|---|---|---|---|
| 35 Cl | 34.968852721 | Stabil | — | 3/2 |
| 36Cl | 35.9683069 | 301000 år | β-forfall i 36 Ar | 0 |
| 37Cl | 36.96590262 | Stabil | — | 3/2 |
| 38Cl | 37.9680106 | 37,2 minutter | β-forfall i 38 Ar | 2 |
| 39 Cl | 38.968009 | 55,6 minutter | β henfall til 39 Ar | 3/2 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1.38 minutter | β-forfall i 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 s | β-forfall i 41 Ar | |
| 42 Cl | 41.9732 | 46,8 s | β-forfall i 42 Ar | |
| 43Cl | 42.9742 | 3,3 s | β-forfall i 43 Ar |
Fysiske og fysisk-kjemiske egenskaper
Under normale forhold er klor en gulgrønn gass med en kvelende lukt. Noen av dens fysiske egenskaper er presentert i tabellen.
Noen fysiske egenskaper til klor
| Eiendom | Betydning |
|---|---|
| Koketemperatur | -34 °C |
| Smeltepunkt | -101 °C |
| Dekomponeringstemperatur (dissosiasjoner til atomer) |
~1400°C |
| Tetthet (gass, n.s.) | 3,214 g/l |
| Elektronaffinitet til et atom | 3,65 eV |
| Første ioniseringsenergi | 12,97 eV |
| Varmekapasitet (298 K, gass) | 34,94 (J/mol K) |
| Kritisk temperatur | 144 °C |
| Kritisk press | 76 atm |
| Standard formasjonsentalpi (298 K, gass) | 0 (kJ/mol) |
| Standard entropi av formasjon (298 K, gass) | 222,9 (J/mol K) |
| Smelteentalpi | 6,406 (kJ/mol) |
| Entalpi av koking | 20,41 (kJ/mol) |
Når det avkjøles, blir klor til en væske ved en temperatur på ca. 239 K, og deretter under 113 K krystalliserer det til et ortorhombisk gitter med romgruppe Cmca og parametere a=6,29 b=4,50, c=8,21. Under 100 K blir den ortorhombiske modifikasjonen av krystallinsk klor tetragonal, og har en romgruppe P4 2/ncm og gitterparametere a=8,56 og c=6,12.
Løselighet
| Løsemiddel | Løselighet g/100 g |
|---|---|
| Benzen | La oss løse opp |
| Vann (0 °C) | 1,48 |
| Vann (20 °C) | 0,96 |
| Vann (25 °C) | 0,65 |
| Vann (40 °C) | 0,46 |
| Vann (60°C) | 0,38 |
| Vann (80 °C) | 0,22 |
| Karbontetraklorid (0 °C) | 31,4 |
| Karbontetraklorid (19 °C) | 17,61 |
| Karbontetraklorid (40 °C) | 11 |
| Kloroform | Godt løselig |
| TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 | La oss løse opp |
I lys eller ved oppvarming reagerer den aktivt (noen ganger med eksplosjon) med hydrogen i henhold til en radikal mekanisme. Blandinger av klor med hydrogen, som inneholder fra 5,8 til 88,3 % hydrogen, eksploderer ved bestråling og danner hydrogenklorid. En blanding av klor og hydrogen i små konsentrasjoner brenner med en fargeløs eller gulgrønn flamme. Maksimal temperatur for hydrogen-klorflamme 2200 °C:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (eks.) → 2ClF 3
Andre eiendommer
Cl 2 + CO → COCl 2Når det er oppløst i vann eller alkalier, dismuterer klor og danner hypoklorholdige (og ved oppvarming, perklorsyre) og saltsyrer, eller deres salter:
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
Oksiderende egenskaper av klor
Cl2 + H2S → 2HCl + SReaksjoner med organiske stoffer
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClFestes til umettede forbindelser via flere bindinger:
CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl
Aromatiske forbindelser erstatter et hydrogenatom med klor i nærvær av katalysatorer (for eksempel AlCl 3 eller FeCl 3):
C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl
Klormetoder for å produsere klor
Industrielle metoder
Opprinnelig var den industrielle metoden for å produsere klor basert på Scheele-metoden, det vil si reaksjonen av pyrolusitt med saltsyre:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anode: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Katode: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH-
Siden elektrolysen av vann skjer parallelt med elektrolysen av natriumklorid, kan den generelle ligningen uttrykkes som følger:
1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2
Det brukes tre varianter av den elektrokjemiske metoden for å produsere klor. To av dem er elektrolyse med en fast katode: diafragma og membranmetoder, den tredje er elektrolyse med en flytende katode (kvikksølvproduksjonsmetode). Blant de elektrokjemiske produksjonsmetodene er den enkleste og mest praktiske metoden elektrolyse med en kvikksølvkatode, men denne metoden forårsaker betydelig skade på miljøet som følge av fordampning og lekkasje av metallisk kvikksølv.
Diafragmametode med solid katode
Elektrolysatorhulrommet er delt av en porøs asbestskillevegg - en membran - i katode- og anoderom, hvor katoden og anoden til elektrolysatoren er plassert henholdsvis. Derfor kalles en slik elektrolysator ofte diafragma, og produksjonsmetoden er diafragmaelektrolyse. En strøm av mettet anolytt (NaCl-løsning) strømmer kontinuerlig inn i anoderommet til diafragmaelektrolysatoren. Som et resultat av den elektrokjemiske prosessen frigjøres klor ved anoden på grunn av nedbrytning av halitt, og hydrogen frigjøres ved katoden på grunn av nedbryting av vann. I dette tilfellet er nær-katode-sonen anriket med natriumhydroksid.
Membranmetode med solid katode
Membranmetoden er i hovedsak lik diafragmametoden, men anode- og katoderommene er atskilt med en kationbytterpolymermembran. Membranproduksjonsmetoden er mer effektiv enn diafragmametoden, men vanskeligere å bruke.
Kvikksølvmetode med flytende katode
Prosessen utføres i et elektrolysebad, som består av en elektrolysator, en nedbryter og en kvikksølvpumpe, forbundet med kommunikasjon. I elektrolysebadet sirkulerer kvikksølv under påvirkning av en kvikksølvpumpe, og passerer gjennom en elektrolysator og en nedbryter. Katoden til elektrolysatoren er en strøm av kvikksølv. Anoder - grafitt eller lite slitasje. Sammen med kvikksølv strømmer en strøm av anolytt - en løsning av natriumklorid - kontinuerlig gjennom elektrolysatoren. Som et resultat av den elektrokjemiske nedbrytningen av klorid, dannes klormolekyler ved anoden, og ved katoden løses det frigjorte natriumet i kvikksølv og danner et amalgam.
Laboratoriemetoder
I laboratorier, for å produsere klor, brukes vanligvis prosesser basert på oksidasjon av hydrogenklorid med sterke oksidasjonsmidler (for eksempel mangan (IV) oksid, kaliumpermanganat, kaliumdikromat):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Klorlagring
Kloret som produseres lagres i spesielle "tanker" eller pumpes inn i stålsylindere høytrykk. Sylindre med flytende klor under trykk har en spesiell farge - sumpfarge. Det skal bemerkes at ved langvarig bruk av klorsylindere samler det seg ekstremt eksplosivt nitrogentriklorid i dem, og derfor må klorflasker fra tid til annen gjennomgå rutinemessig vask og rensing av nitrogenklorid.
Kvalitetsstandarder for klor
I følge GOST 6718-93 "Flytende klor. Tekniske spesifikasjoner" følgende klorkvaliteter produseres
applikasjon
Klor brukes i mange bransjer, vitenskap og husholdningsbehov:
- I produksjon av polyvinylklorid, plastforbindelser, syntetisk gummi, som de lager av: ledningsisolasjon, vindusprofiler, emballasjematerialer, klær og sko, linoleum og plater, lakk, utstyr og skumplast, leker, instrumentdeler, byggematerialer. Polyvinylklorid produseres ved polymerisering av vinylklorid, som i dag oftest produseres av etylen ved klorbalansert metode gjennom mellomproduktet 1,2-dikloretan.
- Blekeegenskapene til klor har vært kjent i lang tid, selv om det ikke er klor i seg selv som "bleker", men atomært oksygen, som dannes under nedbrytningen av hypoklorsyre: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Denne metoden for å bleke tekstiler, papir, papp har blitt brukt i flere århundrer.
- Produksjon av klororganiske insektmidler - stoffer som dreper insekter som er skadelige for avlinger, men som er trygge for planter. En betydelig del av kloret som produseres forbrukes for å skaffe plantevernmidler. Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte kalt heksakloran). Dette stoffet ble først syntetisert tilbake i 1825 av Faraday, men det fant praktisk anvendelse bare mer enn 100 år senere - på 30-tallet av vårt århundre.
- Det ble brukt som et kjemisk krigføringsmiddel, så vel som for produksjon av andre kjemiske krigføringsmidler: sennepsgass, fosgen.
- For å desinfisere vann - "klorering". Den vanligste metoden for desinfisering av drikkevann; er basert på evnen til fritt klor og dets forbindelser til å hemme enzymsystemene til mikroorganismer som katalyserer redoksprosesser. For å desinfisere drikkevann brukes følgende: klor, klordioksid, kloramin og blekemiddel. SanPiN 2.1.4.1074-01 fastsetter følgende grenser (korridor) for det tillatte innholdet av fritt restklor i drikkevann med sentralisert vannforsyning 0,3 - 0,5 mg/l. En rekke forskere og til og med politikere i Russland kritiserer selve konseptet med klorering av springvann, men kan ikke tilby et alternativ til desinfiserende ettervirkning av klorforbindelser. Materialene som vannrør er laget av samhandler forskjellig med klorert springvann. Fri klor i springvann reduserer levetiden til polyolefinbaserte rørledninger betydelig: ulike typer polyetylenrør, inkludert tverrbundet polyetylen, store kjent som PEX (PE-X). I USA, for å kontrollere opptak av rørledninger laget av polymermaterialer for bruk i vannforsyningssystemer med klorert vann, ble de tvunget til å ta i bruk 3 standarder: ASTM F2023 i forhold til rør, membraner og skjelettmuskler. Disse kanalene utfører viktige funksjoner i regulering av væskevolum, transepitelionetransport og stabilisering av membranpotensialer, og er involvert i å opprettholde celle-pH. Klor akkumuleres i visceralt vev, hud og skjelettmuskulatur. Klor absorberes hovedsakelig i tykktarmen. Absorpsjonen og utskillelsen av klor er nært knyttet til natriumioner og bikarbonater, og i mindre grad til mineralokortikoider og Na + /K + -ATPase-aktivitet. 10-15 % av alt klor samler seg i cellene, hvorav 1/3 til 1/2 er i røde blodlegemer. Omtrent 85 % av klor finnes i det ekstracellulære rommet. Klor skilles ut fra kroppen hovedsakelig gjennom urin (90-95%), avføring (4-8%) og gjennom huden (opptil 2%). Utskillelsen av klor er assosiert med natrium- og kaliumioner, og gjensidig med HCO 3 - (syre-base-balanse).
En person bruker 5-10 g NaCl per dag. Menneskets minste behov for klor er omtrent 800 mg per dag. Babyen får den nødvendige mengden klor gjennom morsmelk, som inneholder 11 mmol/l klor. NaCl er nødvendig for produksjon av saltsyre i magen, som fremmer fordøyelsen og ødelegger sykdomsfremkallende bakterier. For tiden er involveringen av klor i forekomsten av visse sykdommer hos mennesker ikke godt studert, hovedsakelig på grunn av det lille antallet studier. Det er nok å si at selv anbefalinger om daglig inntak av klor ikke er utviklet. 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.
Klorioner er livsviktige for planter. Klor er involvert i energimetabolismen i planter ved å aktivere oksidativ fosforylering. Det er nødvendig for dannelse av oksygen under fotosyntese av isolerte kloroplaster, og stimulerer hjelpeprosesser for fotosyntese, først og fremst de som er forbundet med energiakkumulering. Klor har en positiv effekt på absorpsjonen av oksygen, kalium, kalsium og magnesiumforbindelser fra røttene. Overdreven konsentrasjon av klorioner i planter kan også ha en negativ side, for eksempel redusere klorofyllinnholdet, redusere aktiviteten til fotosyntese, forsinke veksten og utviklingen av planter Baskunchak klor). Klor var et av de første kjemiske midlene som ble brukt
— Bruk av analytisk laboratorieutstyr, laboratorie- og industrielektroder, spesielt: ESR-10101 referanseelektroder som analyserer innholdet av Cl- og K+.
Klorspørringer, vi er funnet av klorspørringer
Interaksjon, forgiftning, vann, reaksjoner og produksjon av klor
- oksid
- løsning
- syrer
- forbindelser
- egenskaper
- definisjon
- dioksid
- formel
- vekt
- aktiv
- væske
- substans
- applikasjon
- handling
- oksidasjonstilstand
- hydroksid
De fysiske egenskapene til klor vurderes: klors tetthet, dets varmeledningsevne, spesifikk varme og dynamisk viskositet ved forskjellige temperaturer. De fysiske egenskapene til Cl 2 er presentert i form av tabeller for de flytende, faste og gassformige tilstandene til dette halogenet.
Grunnleggende fysiske egenskaper av klor
Klor er inkludert i gruppe VII i den tredje perioden av det periodiske system av elementer ved nummer 17. Det tilhører undergruppen av halogener, har relative atom- og molekylmasser på henholdsvis 35.453 og 70.906. Ved temperaturer over -30°C er klor en grønngul gass med en karakteristisk sterk, irriterende lukt. Den flyter lett under normalt trykk (1,013·10 5 Pa) når den avkjøles til -34°C, og danner en klar ravgul væske som stivner ved -101°C.
På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer ikke fritt klor i naturen, men eksisterer kun i form av forbindelser. Det finnes hovedsakelig i mineralet halitt (), og er også en del av slike mineraler som sylvitt (KCl), karnallitt (KCl MgCl 2 6H 2 O) og sylvinitt (KCl NaCl). Klorinnholdet i jordskorpen nærmer seg 0,02 % av det totale antallet atomer i jordskorpen, hvor det finnes i form av to isotoper 35 Cl og 37 Cl i et prosentforhold på 75,77 % 35 Cl og 24,23 % 37 Cl .
| Eiendom | Betydning |
|---|---|
| Smeltepunkt, °C | -100,5 |
| Kokepunkt, °C | -30,04 |
| Kritisk temperatur, °C | 144 |
| Kritisk press, Pa | 77,1 10 5 |
| Kritisk tetthet, kg/m 3 | 573 |
| Gasstetthet (ved 0°C og 1,013 10 5 Pa), kg/m 3 | 3,214 |
| Mettet damptetthet (ved 0°C og 3.664 10 5 Pa), kg/m 3 | 12,08 |
| Tetthet av flytende klor (ved 0°C og 3.664 10 5 Pa), kg/m 3 | 1468 |
| Tetthet av flytende klor (ved 15,6°C og 6,08 10 5 Pa), kg/m 3 | 1422 |
| Tetthet av fast klor (ved -102°C), kg/m 3 | 1900 |
| Relativ tetthet av gass i luft (ved 0°C og 1,013 10 5 Pa) | 2,482 |
| Relativ tetthet av mettet damp i luft (ved 0°C og 3.664 10 5 Pa) | 9,337 |
| Relativ tetthet av flytende klor ved 0°C (i forhold til vann ved 4°C) | 1,468 |
| Spesifikt gassvolum (ved 0°C og 1,013 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,3116 |
| Spesifikt volum mettet damp (ved 0°C og 3.664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,0828 |
| Spesifikt volum flytende klor (ved 0°C og 3.664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,00068 |
| Klordamptrykk ved 0°C, Pa | 3,664 10 5 |
| Dynamisk viskositet av gass ved 20°C, 10 -3 Pa s | 0,013 |
| Dynamisk viskositet av flytende klor ved 20°C, 10 -3 Pa s | 0,345 |
| Fusjonsvarme av fast klor (ved smeltepunkt), kJ/kg | 90,3 |
| Fordampningsvarme (ved kokepunktet), kJ/kg | 288 |
| Sublimasjonsvarme (ved smeltepunkt), kJ/mol | 29,16 |
| Molar varmekapasitet C p av gass (ved -73…5727°C), J/(mol K) | 31,7…40,6 |
| Molar varmekapasitet C p av flytende klor (ved -101…-34°C), J/(mol K) | 67,1…65,7 |
| Gass termisk konduktivitetskoeffisient ved 0°C, W/(m K) | 0,008 |
| Termisk konduktivitetskoeffisient for flytende klor ved 30°C, W/(m K) | 0,62 |
| Gassentalpi, kJ/kg | 1,377 |
| Entalpi av mettet damp, kJ/kg | 1,306 |
| Entalpi av flytende klor, kJ/kg | 0,879 |
| Brytningsindeks ved 14°C | 1,367 |
| Spesifikk elektrisk ledningsevne ved -70°С, S/m | 10 -18 |
| Elektronaffinitet, kJ/mol | 357 |
| Ioniseringsenergi, kJ/mol | 1260 |
Klortetthet
Under normale forhold er klor en tung gass med en tetthet som er omtrent 2,5 ganger høyere. Tetthet av gassformig og flytende klor under normale forhold (ved 0°C) er lik henholdsvis 3,214 og 1468 kg/m3. Når flytende eller gassformig klor varmes opp, reduseres tettheten på grunn av en økning i volum på grunn av termisk ekspansjon.
Tetthet av klorgass
Tabellen viser tettheten av klor i gassform ved forskjellige temperaturer (fra -30 til 140°C) og normalt atmosfærisk trykk (1,013·10 5 Pa). Tettheten av klor endres med temperaturen - den avtar ved oppvarming. For eksempel, ved 20°C er tettheten av klor 2,985 kg/m3, og når temperaturen på denne gassen øker til 100°C, synker tetthetsverdien til en verdi på 2,328 kg/m3.
| 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 |
Når trykket øker, øker tettheten av klor. Tabellene nedenfor viser tettheten til klorgass i temperaturområdet fra -40 til 140°C og trykk fra 26,6·10 5 til 213·10 5 Pa. Med økende trykk øker tettheten av klor i gassform proporsjonalt. For eksempel fører en økning i klortrykk fra 53,2·105 til 106,4·105 Pa ved en temperatur på 10°C til en dobbel økning i tettheten til denne gassen.
| ↓ 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 |
Tetthet av flytende klor
Flytende klor kan eksistere i et relativt smalt temperaturområde, hvis grenser ligger fra minus 100,5 til pluss 144 ° C (det vil si fra smeltepunktet til den kritiske temperaturen). Over en temperatur på 144°C vil ikke klor bli flytende under noe trykk. Tettheten av flytende klor i dette temperaturområdet varierer fra 1717 til 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 |
Spesifikk varmekapasitet til klor
Den spesifikke varmekapasiteten til klorgass C p i kJ/(kg K) i temperaturområdet fra 0 til 1200°C og normalt atmosfærisk trykk kan beregnes ved å bruke formelen:
der T er den absolutte temperaturen til klor i grader Kelvin.
Det skal bemerkes at under normale forhold er den spesifikke varmekapasiteten til klor 471 J/(kg K) og øker ved oppvarming. Økningen i varmekapasitet ved temperaturer over 500°C blir ubetydelig, og ved høye temperaturer forblir den spesifikke varmen til klor praktisk talt uendret.
Tabellen viser resultatene av å beregne den spesifikke varmen til klor ved å bruke formelen ovenfor (beregningsfeilen er ca. 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 |
Ved temperaturer nær absolutt null er klor i fast tilstand og har lav spesifikk varmekapasitet (19 J/(kg K)). Når temperaturen til fast Cl 2 øker, øker dens varmekapasitet og når en verdi på 720 J/(kg K) ved minus 143°C.
Flytende klor har en spesifikk varmekapasitet på 918...949 J/(kg K) i området fra 0 til -90 grader Celsius. I følge tabellen kan man se at den spesifikke varmekapasiteten til flytende klor er høyere enn for gassformig klor og avtar med økende temperatur.
Termisk ledningsevne av klor
Tabellen viser verdiene for de termiske konduktivitetskoeffisientene til klorgass ved normalt atmosfærisk trykk i temperaturområdet fra -70 til 400 °C.
Den termiske konduktivitetskoeffisienten til klor under normale forhold er 0,0079 W/(m deg), som er 3 ganger mindre enn ved samme temperatur og trykk. Oppvarming av klor fører til en økning i dens varmeledningsevne. Ved en temperatur på 100°C øker verdien av denne fysiske egenskapen til klor til 0,0114 W/(m grader).
| t, °С | λ, W/(m grader) | t, °С | λ, W/(m grader) |
|---|---|---|---|
| -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 |
Klor viskositet
Koeffisienten for dynamisk viskositet til gassformig klor i temperaturområdet 20...500°C kan beregnes omtrentlig ved å bruke formelen:
hvor η T er koeffisienten for dynamisk viskositet til klor ved en gitt temperatur T, K;
η T 0 - koeffisient for dynamisk viskositet av klor ved temperatur T 0 = 273 K (ved normale forhold);
C er Sutherland-konstanten (for klor C = 351).
Under normale forhold er den dynamiske viskositeten til klor 0,0123·10 -3 Pa·s. Ved oppvarming får den fysiske egenskapen til klor, som viskositet, høyere verdier.
Flytende klor har en viskositet en størrelsesorden høyere enn gassformig klor. For eksempel, ved en temperatur på 20°C, har den dynamiske viskositeten til flytende klor en verdi på 0,345·10 -3 Pa·s og avtar med økende temperatur.
Kilder:
- Barkov S. A. Halogener og mangan-undergruppen. Elementer fra gruppe VII i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev. En manual for studenter. M.: Utdanning, 1976 - 112 s.
- Tabeller over fysiske mengder. Katalog. Ed. acad. I. K. Kikoina. M.: Atomizdat, 1976 - 1008 s.
- Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Håndbok om produksjon av klor, kaustisk soda og basiske klorprodukter. Ed. 2., pr. og andre M.: Chemistry, 1976 - 440 s.