Жаропонижающие средства для детей назначаются педиатром. Но бывают ситуации неотложной помощи при лихорадке, когда ребенку нужно дать лекарство немедленно. Тогда родители берут на себя ответственность и применяют жаропонижающие препараты. Что разрешено давать детям грудного возраста? Чем можно сбить температуру у детей постарше? Какие лекарства самые безопасные?
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Хлор - семнадцатый элемент Периодической таблицы. Обозначение - Cl от латинского «chlorum». Расположен в третьем периоде, VIIА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 17.
Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (поваренная соль) NaCl. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество NaCl. Он встречается также и в твердом виде, образуя местами в земной коре мощные пласты так называемой каменной соли. В природе распространены и другие соединения хлора, например хлорид калия в виде минералов карналлита KCl×MgCl 2 ×6H 2 O и сильвина KCl.
В обычных условиях хлор представляет собой газ желто-зеленого цвета (рис. 1), который хорошо растворяется в воде. При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты, являющиеся кларатами приблизительного состава Cl 2 ×6H 2 Oи Cl 2 ×8H 2 O.
Рис. 1. Хлор в жидком состоянии. Внешний вид.
Атомная и молекулярная масса хлора
Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода. Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного хлора равна 35,457 а.е.м.
Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы. Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м. Известно, что молекула хлора двухатомна - Cl 2 . Относительная молекулярная масса молекулы хлора будет равна:
M r (Cl 2) = 35,457 × 2 ≈ 71.
Изотопы хлора
Известно, что в природе хлор может находиться в виде двух стабильных изотопов 35 Cl (75,78%) и 37 Cl (24,22%). Их массовые числа равны 35 и 37 соответственно. Ядро атома изотопа хлора 35 Cl содержит семнадцать протонов и восемнадцать нейтронов, а изотоп 37 Cl- такое же количество протонов и двадцать нейтронов.
Существуют искусственные изотопы хлора с массовыми числами от 35-ти до 43-х, среди которых наиболее стабильным является 36 Cl с периодом полураспада равным 301 тысяча лет.
Ионы хлора
На внешнем энергетическом уровне атома хлора имеется семь электронов, которые являются валентными:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
В результате химического взаимодействия хлор может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:
Cl 0 -7e → Cl 7+ ;
Cl 0 -5e → Cl 5+ ;
Cl 0 -4e → Cl 4+ ;
Cl 0 -3e → Cl 3+ ;
Cl 0 -2e → Cl 2+ ;
Cl 0 -1e → Cl 1+ ;
Cl 0 +1e → Cl 1- .
Молекула и атом хлора
Молекула хлора состоит из двух атомов - Cl 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу хлора:
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Какой объем хлора надо взять для реакции с 10 л водорода? Газы находятся при одинаковых условиях. |
| Решение | Запишем уравнение реакции взаимодействия хлора с водородом:
Cl 2 + H 2 = 2HCl. Рассчитаем количество вещества водорода, вступившего в реакцию: n (H 2)=V (H 2) / V m ; n (H 2)= 10 / 22,4 = 0,45 моль. Согласно уравнению, n (H 2)= n (Cl 2)= 0,45 моль. Тогда, объем хлора, вступившего в реакцию взаимодействия с водородом равен: |
| Символ элемента | F | Cl | Br | I | At |
| Порядковый номер | |||||
| Строение внешнего электронного слоя | 2s 2 2p 5 | 3s 2 3p 5 | 4s 2 4p 5 | 5s 2 5p 5 | 6s 2 6p 5 |
| Относительная электро отрицательность (ЭО) | 4,0 | 3,0 | 2,8 | 2,5 | ~2,2 |
| Радиус атома, нм | 0,064 | 0,099 | 0,114 | 0,133 | – |
| Степени окисления | -1 | -1, +1, +3, +5, +7 | – | ||
| Агрегатное состояние | Бледно-зел. газ | Зел-желт. газ | Бурая жидкость | Темн-фиол. кристаллы | Черные кристаллы |
| t°пл.(°С) | -219 | -101 | -8 | ||
| t°кип.(°С) | -183 | -34 | |||
| ρ (г / см 3) | 1,51 | 1,57 | 3,14 | 4,93 | – |
| Растворимость в воде (г / 100 г воды) | реагирует с водой | 2,5: 1 по объему | 3,5 | 0,02 | – |
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS 2 nP 5 .
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора
Общая характеристика подгруппы
Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА
P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.
Электронная диаграмма элемента Hal (Hal ≠ F):
Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:
Таблица 2. Валентность
3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:
Таблица 3. Степени окисления элементов
Характеристика химического элемента
Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17
Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17
Строение атома:
Электронная формула:
Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
Электроотрицательность по Полингу: 3,20
Характеристика простого вещества
Тип связи: ковалентная неполярная
Молекула двухатомная
Изотопы: 35 Cl (75,78 %) и 37 Cl(24,22 %)
Тип кристаллической решетки: молекулярная
Термодинамические параметры
Таблица 4
Физические свойства
Таблица 5
Химические свойства
Водный раствор хлора в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»)
1 стадия: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород
Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃
Хлор сильный окислитель:
1. Взаимодействие с простыми веществами
a) с водородом:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
б) с металлами:
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
3Cl 2 + 2P = 2PCl 3
Cl 2 + S = SCl 2
С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!
2. Взаимодействие со сложными веществами
а) с водой: см. выше
б) с кислотами: не реагирует!
в) с растворами щелочей:
на холоду: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
при нагревании: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
д) со многими органическими веществами:
Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl
Важнейшие соединения хлора
Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д
(HCl) - бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже и кубической.
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
HCl г + H 2 O ж = H 3 O + ж + Cl − ж
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли - хлориды :
Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор - хлорид меди(II) CuCl 2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O +2 Cl 2
Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
2 Cu + 4 HCl → 2 H + H 2
Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
R-CH=CH 2 + HCl → R-CHCl-CH 3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl 2 -CH 3
Оксиды хлора
- неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: Cl х O у.
Хлор образует следующие оксиды: Cl 2 O, Cl 2 O 3 , ClO 2 , Cl 2 O 4 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Кроме того известны: короткоживущий радикал ClO, радикал пероксид хлора ClOO и радикал тетраоксид хлора ClO 4 .
Ниже в таблице представлены свойства устойчивых оксидов хлора:
Таблица 6
| Свойство | Cl 2 O | ClO 2 | ClOClO 3 | Cl 2 O 6 (ж)↔2ClO 3 (г) | Cl 2 O 7 |
| Цвет и состояние при комн. температуре | Жёлто-коричневый газ | Жёлто-зелёный газ | Светло-жёлтая жидкость | Тёмно-красная жидкость | Бесцветная жидкость |
| Степень окисления хлора | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
| Т. пл., °C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
| Т. кип., °C | 2,0 | 44,5 | |||
| d (ж, 0°C), г*см -3 | - | 1,64 | 1,806 | - | 2,02 |
| ΔH° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 | 80,3 | 102,6 | ~180 | (155) | |
| ΔG° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 | 97,9 | 120,6 | - | - | - |
| S° обр (газ, 298 К), Дж*K -1 *моль -1 | 265,9 | 256,7 | 327,2 | - | - |
| Дипольный момент μ, Д | 0,78 ± 0,08 | 1,78 ± 0,01 | - | - | 0,72 ± 0,02 |
Оксид хлора (I),
оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты - соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом.
В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C - жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:
При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:
Быстро реагирует со щелочами:
Cl 2 O + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + H 2 O
Диоксид хлора - кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Диоксид хлора
- оксид хлора (IV
), соединение хлора и кислорода, формула: ClO 2 .
В нормальных условиях ClO 2 - газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO 2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.
Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:
Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (разб.) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O
ClO 2 + 2NaOH хол. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2
ClO 2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.
Хлорноватистая кислота
- HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.
В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO − :
Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли - гипохлориты - сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:
HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H 2 O 
Хлористая кислота - HClO 2 , одноосновная кислота средней силы.
Хлористая кислота НClO 2 в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
Нейтрализуется щелочами.
HClO 2 + NaOH (разб. хол.) = NaClO 2 + H 2 O
Ангидрид этой кислоты неизвестен.
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов , образующихся в результате взаимодействия ClO 2 со щёлочью:
Проявляет окислительно – восстановительные свойства.
5HClO 2 + 3H 2 SO 4 (разб.) + 2KMnO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Хлорноватая кислота
- HClO 3 , сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:
Хлорноватая кислота - сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO 3 легко восстанавливается до соляной кислоты:
HClO 3 + 5HCl (конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O
HClO 3 + NaOH (разб.) = NaClO 3 + H 2 O
При пропускании смеси SO 2 и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора:
В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага.
8. Нахождение в природе:
В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.
Таблица 7. Нахождение в природе
Таблица 7. Минеральные формы
Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
Получение
Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:
Метод Шееле
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
Метод Дикона
Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.
Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:
Применение
· Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров
· Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)
· В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука.
· Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).
· Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
· Для обеззараживания воды - «хлорирования».
· В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
· В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
· В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
· Как индикатор солнечных нейтринов в хлор-аргонных детекторах.
Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческого clwroz
- "зелёный".
Нахождение в природе, получение:
Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 ·6H 2 O, карналлита KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O, каинита KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Физические свойства:
При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Химические свойства:
Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов). Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Важнейшие соединения:
Хлороводород HCl
- бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой
. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды
- твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды
- соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl 2 O.
, газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO
. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты
, малоустойчивы (NaClO*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь
, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2
, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты
, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2
, - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота
, HClO 3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO 2 и HClO 4 . Соли - хлораты
; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль
) - KClO 3 , использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO 4
, в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO 4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли - перхлораты
, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).
Применение:
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925;
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
Биологическая роль и токсичность:
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.
Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.
Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.
Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева:
· Биологическая роль · Токсичность · Литература · Близкие статьи · Комментарии · Примечания · Официальный сайт ·
Химические методы
Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:
Метод Шееле
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой :
Метод Дикона
В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона сегодня используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.
Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:
Используется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них - электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий - электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). Качество хлора, получаемого электрохимическим методами, отличается мало:
Диафрагменный метод
Схема старинного диафрагменного электролизера для получения хлора и щелоков : А - анод, В - изоляторы, С - катод, D - пространство заполненное газами (над анодом - хлор, над катодом - водород), М - диафрагма
Наиболее простым, из электрохимических методов, в плане организации процесса и конструкционных материалов для электролизера, является диафрагменный метод получения хлора.
Раствор соли в диафрагменном электролизере непрерывно подается в анодное пространство и протекает через, обычно, насаженную на стальную катодную сетку асбестовую диафрагму, в которую в некоторых случаях добавляют небольшое количество полимерных волокон.
Насасывание диафрагмы производится путем прокачивания через электролизер пульпы из асбестовых волокон, которые, застревая в сетке катода образуют слой асбеста, играющий роль диафрагмы.
Во многих конструкциях электролизеров катод полностью погружен под слой анолита (электролита из анодного пространства), а выделяющийся на катодной сетке водород отводится из-под катода при помощи газоотводных труб, не проникая через диафрагму в анодное пространство благодаря противотоку.
Противоток - очень важная особенность устройства диафрагменного электролизера. Именно благодаря противоточному потоку направленному из анодного пространства в катодное через пористую диафрагму становится возможным раздельное получение щелоков и хлора. Противоточный поток рассчитывается так, чтобы противодействовать диффузии и миграции OH - ионов в анодное пространство. Если величина противотока недостаточна, тогда в анодном пространстве в больших количествах начинает образовываться гипохлорит-ион (ClO -), который, после, может окисляться на аноде до хлорат-иона ClO 3 - . Образование хлорат-иона серьёзно снижает выход по току хлора и является главным побочным процессом в этом методе. Так же вредит и выделение кислорода, которое, кроме того, ведет к разрушению анодов и, если они из углеродных материалов, попадания в хлор примесей фосгена.
Анод: - основной процесс Катод: - основной процесс
В качестве анода в диафрагменных электролизерах может использоваться графитовый или угольный электроды. На сегодня их в основном заменили титановые аноды с окисно-рутениево-титановым покрытием (аноды ОРТА) или другие малорасходуемые.
Поваренная соль, сульфат натрия и прочие примеси при повышении их концентрации в растворе выше их предела растворимости выпадают в осадок. Раствор едкой щёлочи декантируют от осадка и передают в качестве готового продукта на склад или продолжают стадию упаривания для получения твёрдого продукта, с последующим плавлением, чешуированием или грануляцией.
Обратную, то есть кристаллизовавшуюся в осадок поваренную соль возвращают назад в процесс, приготавливая из неё так называемый обратный рассол. От неё, во избежание накапливания примесей в растворах, перед приготовлением обратного рассола отделяют примеси.
Убыль анолита восполняют добавкой свежего рассола, получаемого подземным выщелачиванием соляных пластов галита, бишофита и других минералов содержащих хлорид натрия, и кроме этого растворением их в специальных емкостях на месте производства. Свежий рассол перед смешиванием его с обратным рассолом очищают от механических взвесей и значительной части ионов кальция и магния.
Полученный хлор отделяется от паров воды, компримируется и подаётся либо на производство хлорсодержащих продуктов, либо на сжижение.
Благодаря относительной простоте и дешевизне диафрагменный метод получения хлора по настоящее время широко используется в промышленности.
Схема диафрагменного электролизера.Мембранный метод
Мембранный метод производства хлора наиболее энергоэффективен, в тоже время сложен в организации и эксплуатации.
С точки зрения электрохимических процессов мембранный метод подобен диафрагменному, но анодное и катодное пространства полностью разделены непроницаемой для анионов катионообменной мембраной. Поэтому в мембранном электролизере, в отличие от диафрагменного, не один поток, а два.
В анодное пространство поступает, как и в диафрагменном методе, поток раствора соли. А в катодное - деионизированная вода. Из катодного пространства вытекает поток обедненного анолита, содержащего так же примеси гипохлорит- и хлорат-ионов и выходит хлор, а из анодного - щелока и водород, практически не содержащие примесей и близкие к товарной концентрации, что уменьшает затраты энергии на их упаривание и очистку.
В тоже время, питающий раствор соли (как свежий так и оборотный) и вода предварительно максимально очищается от любых примесей. Такая тщательная очистка определяется высокой стоимость полимерных катионообменных мембран и их уязвимость к примесям в питающем растворе.
Кроме того, ограниченная геометрическая форма и кроме этого низкая механическая прочность и термическая стойкость ионообменных мембран в большей части определяют сравнительно сложные конструкции установок мембранного электролиза. По той же причине мембранные установки требуют наиболее сложных систем автоматического контроля и управления.
Схема мембранного электролизера .Ртутный метод с жидким катодом
В ряду электрохимических методов получения хлора ртутный метод даёт возможность получать самый чистый хлор.
Схема ртутного электролизера.Установка для ртутного электролиза состоит из электролизёра, разлагателя амальгамы и ртутного насоса, объединённых между собой ртутепроводящими коммуникациями.
Катодом электролизёра служит поток ртути, прокачеваемой насосом. Аноды - графитовые, угольные или малоизнашивающиеся (ОРТА, ТДМА или другие). Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течёт поток питающего раствора поваренной соли.
На аноде происходит окисление ионов хлора из электролита, и выделяется хлор:
- основной процессХлор и анолит отводится из электролизёра. Анолит, выходящий из электролизера, донасыщают свежим галитом, извлекают из него примеси, внесённые с ним, а также вымываемые из анодов и конструкционных материалов, и возвращают на электролиз. Перед донасыщением из анолита извлекают растворённый в нём хлор.
Растущие требования к экологической безопасности производств и дороговизна металлической ртути ведут к постепенному вытеснению ртутного метода методами получения хлора с твердым катодом.
Лабораторные методы
Ввиду доступности хлора в лабораторной практике обычно используется сжиженный хлор в баллонах. Хлор можно получить действием кислоты на гипохлорит натрия:
Помимо этого также выделяется кислород. Если использовать соляную кислоту, то реакция выглядит по-другому:
Для получения хлора в небольших количествах как правило используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (к примеру, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия, диоксид свинца, бертолетова соль и т. п.), обычно использовался диоксид марганца или перманганат калия:
При невозможности использования баллонов могут быть использованы небольшие электролизеры с обычным или вентильным электродом для получения хлора.
