Główną przemysłową metodą produkcji chloru jest elektroliza stężonego roztworu NaCl (ryc. 96). W tym przypadku na anodzie uwalnia się chlor (2Сl’ – 2e– = Сl 2), a wodór uwalnia się w przestrzeni katody (2Н + 2e – = H2) i tworzy NaOH.

Przy produkcji chloru w laboratorium zwykle wykorzystują wpływ MnO 2 lub KMnO 4 na kwas solny:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Chlor swoją charakterystyczną funkcją chemiczną przypomina fluor – jest jednocześnie aktywnym metaloidem jednowartościowym. Jednak jego aktywność jest mniejsza niż fluoru. Dlatego ten ostatni jest w stanie wypierać chlor ze związków.

Oddziaływanie chloru z wodorem zgodnie z reakcją H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

w normalnych warunkach przebiega niezwykle powoli, jednak gdy mieszanina gazów zostanie podgrzana lub mocno oświetlona (bezpośrednie światło słoneczne, spalanie magnezu itp.), reakcji towarzyszy eksplozja.

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

Pierwszy z nich występuje częściowo już w normalnych warunkach i prawie całkowicie przy słabym ogrzewaniu; drugi występuje tylko w wyższych temperaturach. Do realizacji procesu wykorzystywane są piece mechaniczne o dużej wydajności.

Cl2 + H2O = HCl + HOCl

Będąc związkiem niestabilnym, HOCl powoli rozkłada się nawet w tak rozcieńczonym roztworze. Sole kwasu podchlorawego nazywane są kwasem podchlorawym lub podchlorynami. Sam HOCl i jego sole są bardzo silnymi utleniaczami.

Najłatwiej to osiągnąć, dodając alkalia do mieszaniny reakcyjnej. Ponieważ w miarę powstawania jonów H zostaną one związane przez jony OH w niezdysocjowane cząsteczki wody, równowaga przesunie się w prawo. Używając np. NaOH mamy:

Cl2 + H2O<–––>HOCl + HCl

HOCl + HCl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O

lub ogólnie:

Cl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + H 2 O

W wyniku oddziaływania chloru z roztworem alkalicznym otrzymuje się mieszaninę soli kwasu podchlorawego i kwasu solnego. Powstały roztwór („woda javel”) ma silne właściwości utleniające i jest szeroko stosowany do wybielania tkanin i papieru.

1) HOCl = HCl + O

2) 2HOСl = H 2 O + Cl 2 O

3) 3HOCl = 2HCl + HClO 3

Wszystkie te procesy mogą zachodzić jednocześnie, ale ich względne tempo zależy w dużym stopniu od istniejących warunków. Zmieniając to drugie, można zapewnić, że transformacja przebiega prawie wyłącznie w jednym kierunku.

Pod wpływem bezpośredniego światła słonecznego wzdłuż pierwszego z nich następuje rozkład kwasu podchlorawego. Zachodzi także w obecności substancji łatwo dodających tlen i niektórych katalizatorów (np. soli kobaltu).

Podczas rozkładu według drugiego typu otrzymuje się tlenek chloru (Cl 2 O). Reakcja ta zachodzi w obecności substancji usuwających wodę (na przykład CaCl2). Tlenek chloru jest wybuchowym brązowo-żółtym gazem (t.t. -121°C, temperatura wrzenia +2°C) o zapachu podobnym do zapachu chloru. Kiedy Cl 2 O oddziałuje na wodę, powstaje HOCl, tj. tlenek chloru jest bezwodnikiem kwasu podchlorawego.

Rozkład HOCl według trzeciego typu zachodzi szczególnie łatwo po podgrzaniu. Dlatego wpływ chloru na gorący roztwór alkaliczny wyraża się ogólnym równaniem:

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

2КlO 3 + H 2 do 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

Tworzy się zielonkawo-żółty dwutlenek chloru (temperatura topnienia - 59°C, temperatura wrzenia + 10°C). Wolny ClO2 jest niestabilny i może się z nim rozkładać

DEFINICJA

Chlor– pierwiastek chemiczny grupy VII okresu 3 układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew. Niemetalowe.

Odnosi się do elementów rodziny p. Fluorowiec. Numer seryjny to 17. Struktura zewnętrznego poziomu elektronicznego to 3s 2 3 p 5. Względna masa atomowa – 35,5 amu. Cząsteczka chloru jest dwuatomowa – Cl 2 .

Właściwości chemiczne chloru

Chlor reaguje z prostymi metalami:

Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (t);

Cl2 + 2Fe = 2FeCl3;

Cl2 + 2Na = 2NaCl.

Chlor oddziałuje z prostymi substancjami, niemetalami. Zatem podczas interakcji z fosforem i siarką powstają odpowiednie chlorki, z fluorem - fluorki, z wodorem - chlorowodór, z tlenem - tlenki itp.:

5Cl2 + 2P = 2HCl5;

Cl2 + 2S = SC12;

Cl2 + H2 = 2HCl;

Cl2 + F2 = 2ClF.

Chlor jest w stanie wypierać brom i jod z ich związków z wodorem i metalami:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl;

Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl.

Chlor może rozpuszczać się w wodzie i zasadach, zachodzą reakcje dysproporcjonowania chloru, a skład produktów reakcji zależy od warunków, w jakich jest ona prowadzona:

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO;

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O;

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

Chlor reaguje z niesolącym tlenkiem – CO tworząc substancję o banalnej nazwie – fosgen, z amoniakiem tworząc trójchlorek amonu:

Cl2 + CO = COCl2;

3Cl2 + 4NH3 = NCl3 + 3NH4Cl.

W reakcjach chlor wykazuje właściwości utleniacza:

Cl2 + H2S = 2HCl + S.

Chlor reaguje z substancjami organicznymi z klasy alkanów, alkenów i arenów:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (warunek - promieniowanie UV);

CH2 = CH2 + Cl2 = CH2(Cl)-CH2-Cl;

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 -Cl + HCl (kat = FeCl 3, AlCl 3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (warunek – promieniowanie UV).

Właściwości fizyczne chloru

Chlor jest żółto-zielonym gazem. Stabilny termicznie. Po nasyceniu schłodzonej wody chlorem tworzy się stały klaran. Dobrze rozpuszcza się w wodzie i jest bardzo podatny na dysmutację („woda chlorowana”). Rozpuszcza się w czterochlorku węgla, ciekłym SiCl 4 i TiCl 4. Słabo rozpuszczalny w nasyconym roztworze chlorku sodu. Nie reaguje z tlenem. Silny środek utleniający. Temperatura wrzenia - -34,1°C, temperatura topnienia - -101,03°C.

Uzyskiwanie chloru

Dotychczas chlor otrzymywano metodą Scheele’a (reakcja tlenku manganu(VI) z kwasem solnym) lub metodą Deacona (reakcja chlorowodoru z tlenem):

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O;

4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2.

Obecnie do produkcji chloru stosuje się następujące reakcje:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2 + H2O;

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 +5Cl2 +8H2O;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (warunek – elektroliza).

Stosowanie chloru

Chlor znalazł szerokie zastosowanie w różnych dziedzinach przemysłu, gdyż wykorzystywany jest do produkcji materiałów polimerowych (polichlorek winylu), wybielaczy, insektycydów chloroorganicznych (heksachloran), bojowych środków chemicznych (fosgen), do dezynfekcji wody, w Przemysł spożywczy w metalurgii itp.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

PRZYKŁAD 2

Jest szeroko stosowany w przemyśle, rolnictwo na potrzeby lecznicze i domowe. Roczna produkcja chloru na świecie wynosi 55,5 mln ton: ze względu na tak szerokie rozpowszechnienie tej substancji wypadki związane z jej wyciekiem są dość częste (występują zarówno w obiektach przemysłowych, jak i podczas transportu chloru).

Często zniszczeniu ulega nie tylko obiekt przemysłowy, ale także tereny poza nim (ze względu na właściwości fizykochemiczne chloru: jest on 2,5 razy cięższy od powietrza, dlatego gromadzi się na terenach nizinnych, źródła wody narażone są na skażenie, gdyż chlor jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie).

Dlatego wiedza na temat obiektów gospodarczych wytwarzających lub stosujących chlor, objawów zatrucia chlorem, umiejętności udzielania pierwszej pomocy, a także znajomość środków ochrony indywidualnej stosowanych na skażonym terenie jest dziś szczególnie aktualna.

Zanim uznasz chlor za substancję niebezpieczną, zwróć uwagę na objawy zatrucia tą substancją chemiczny i ustalić, co przedmedyczne i pierwsze opieka zdrowotna, musisz go poznać ogólna charakterystyka i obszary zastosowań.

Chlor (z greckiego „zielony”). Wzór chemiczny – Cl2 (masa cząsteczkowa – 70,91). Związek z chlorem (gazowy chlorowodór) został po raz pierwszy przygotowany przez D. Priestleya w 1772 roku. Chlor w „czystej postaci” otrzymał dwa lata później K.V. Scheele.

Gęstość ciekłego chloru wynosi 1560 kg/m3. Jest niepalny i reaktywny: w świetle podwyższonych temperaturach(na przykład w przypadku pożaru) wchodzi w interakcję z wodorem (eksplozja), w wyniku czego może powstać bardziej niebezpieczny gaz - fosgen.

Chlor znajduje zastosowanie w wielu dziedzinach przemysłu, nauki i często w życiu codziennym. Podajemy obszary zastosowań chloru w przemyśle:

– wykorzystuje się go do produkcji polichlorku winylu, kauczuku syntetycznego, mieszanek tworzyw sztucznych (materiały te wykorzystywane są do produkcji linoleum, odzieży, obuwia, izolacji przewodów itp.);

– w przemyśle celulozowo-papierniczym chlor stosuje się do bielenia papieru i tektury (stosuje się go także do bielenia tkanin);

– zajmuje się produkcją insektycydów chloroorganicznych (w rolnictwie wykorzystuje się te substancje, które niszczą szkodliwe owady na uprawach);

– stosowany jest w procesie dezynfekcji („chlorowania”) wody pitnej i oczyszczania ścieków;

– ma szerokie zastosowanie w chemicznej produkcji soli bertholletowej, leków, wybielaczy, trucizn, kwasu solnego, chlorki metali;

– w hutnictwie stosowany do produkcji czystych metali;

– substancja ta wykorzystywana jest jako wskaźnik neutrin słonecznych.

Chlor magazynowany jest w zbiornikach cylindrycznych (10...250 m3) i kulistych (600...2000 m3) pod ciśnieniem własnym pary (do 1,8 MPa). Upłynnia się pod ciśnieniem w normalnej temperaturze. Transportowany w kontenerach, butlach, cysternach, które pełnią funkcję tymczasowego magazynu.

Cl 2 w obj. T - żółto-zielony gaz o ostrym, duszącym zapachu, 2,5 razy cięższy od powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie (~ 6,5 g/l); X. R. w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych. Występuje w postaci wolnej tylko w gazach wulkanicznych.

Metody uzyskiwania

Oparty na procesie utleniania anionów Cl

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Przemysłowy

Elektroliza wodnych roztworów chlorków, częściej NaCl:

2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Laboratorium

Utlenianie stęż. HCl z różnymi utleniaczami:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

16HCl + 2KMnO 4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

6HCl + KClO3 = 3Cl2 + KCl + 3H2O

14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Właściwości chemiczne

Chlor jest bardzo silnym utleniaczem. Utlenia metale, niemetale i substancje złożone, zamieniając się w bardzo stabilne aniony Cl:

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Reakcje z metalami

Aktywne metale w atmosferze suchego chloru gazowego zapalają się i palą; w tym przypadku tworzą się chlorki metali.

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Metale o niskiej aktywności łatwiej utleniają się za pomocą mokrego chloru lub jego roztworów wodnych:

Cl2 + Cu = CuCl2

3Cl2 + 2Au = 2AuCl3

Reakcje z niemetalami

Chlor nie oddziałuje bezpośrednio tylko z O 2, N 2, C. Reakcje z innymi niemetalami zachodzą w różnych warunkach.

Tworzą się halogenki niemetali. Najważniejszą reakcją jest interakcja z wodorem.

Cl2 + H2 = 2HC1

Cl 2 + 2S (stop) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (lub РCl 5 - powyżej Cl 2)

2Cl2 + Si = SiCl4

3Cl 2 + Ja 2 = 2ICl 3

Wypieranie wolnych niemetali (Br 2, I 2, N 2, S) z ich związków

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl

Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Dysproporcja chloru w wodzie i wodnych roztworach zasad

W wyniku samoutleniania-samoredukcji część atomów chloru przekształca się w aniony Cl, natomiast inne na dodatnim stopniu utlenienia wchodzą w skład anionów ClO - lub ClO 3 -.

Cl2 + H2O = HCl + HClO kwas podchlorawy

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O

Reakcje te są ważne, ponieważ prowadzą do produkcji związków tlenu i chloru:

KClO 3 i Ca(ClO) 2 - podchloryn; KClO 3 - chloran potasu (sól Bertholleta).

Oddziaływanie chloru z substancjami organicznymi

a) zamiana atomów wodoru w cząsteczkach OM

b) przyłączenie cząsteczek Cl 2 w miejscu zerwania wielokrotnych wiązań węgiel-węgiel

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dichloroetan

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl2 1,1,2,2-tetrachloroetan

Chlorowodór i kwas solny

Chlorowodór gazowy

Fizyczne i chemiczne właściwości

HCl - chlorowodór. Przy obr. T - bezbarwny. gaz o ostrym zapachu, dość łatwo ulegający skropleniu (t.t. -114°C, temperatura wrzenia -85°C). Bezwodny HCl, zarówno w stanie gazowym, jak i ciekłym, nie przewodzi prądu elektrycznego i jest chemicznie obojętny w stosunku do metali, tlenków i wodorotlenków metali oraz wielu innych substancji. Oznacza to, że w przypadku braku wody chlorowodór nie wykazuje właściwości kwasowych. Dopiero w bardzo wysokich temperaturach gazowy HCl reaguje z metalami, nawet tak mało aktywnymi jak Cu i Ag.
W niewielkim stopniu pojawiają się także właściwości redukujące anionu chlorkowego w HCl: jest on utleniany przez fluor obj. T, a także w wysokiej T (600°C) w obecności katalizatorów reaguje odwracalnie z tlenem:

2HCl + F2 = Cl2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O

Gazowy HCl jest szeroko stosowany w syntezie organicznej (reakcje chlorowodorowania).

Metody uzyskiwania

1. Synteza z prostych substancji:

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Powstały jako produkt uboczny podczas chlorowania węglowodorów:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. W laboratorium otrzymuje się go przez działanie stęż. H 2 SO 4 dla chlorków:

H 2 SO 4 (stężony) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (przy niskim ogrzewaniu)

H 2 SO 4 (stężony) + 2 NaCl = 2 HCl + Na 2 SO 4 (przy bardzo wysokim ogrzewaniu)

Wodny roztwór HCl - mocny kwas (chlorowodorowy lub solny)

HCl jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie: przy obj. W 1 litrze H 2 O rozpuszcza się ~ 450 litrów gazu (rozpuszczaniu towarzyszy wydzielenie znacznej ilości ciepła). Nasycony roztwór ma udział masowy HCl równy 36-37%. Roztwór ten ma bardzo ostry, duszący zapach.

Cząsteczki HCl w wodzie niemal całkowicie rozpadają się na jony, tj. roztwór wodny HCl jest mocnym kwasem.

Właściwości chemiczne kwasu solnego

1. HCl rozpuszczony w wodzie wykazuje wszystkie ogólne właściwości kwasów ze względu na obecność jonów H +

HCl → H + + Cl -

Interakcja:

a) z metalami (do H):

2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2

b) z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi:

2HCl + CuO = CuCl2 + H2O

6HCl + Al 2 O 3 = 2 AlCl 3 + ZN 2 O

c) z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi:

2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al(OH) 3 = AlCl3 + ZH2O

d) z solami słabszych kwasów:

2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H3O

HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl

e) z amoniakiem:

HCl + NH3 = NH4Cl

Reakcje z silnymi utleniaczami F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Anion Cl - utlenia się do wolnego halogenu:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Równania reakcji można znaleźć w artykule „Produkcja chloru”. Szczególne znaczenie ma ORR między kwasem chlorowodorowym i azotowym:

Reakcje ze związkami organicznymi

Interakcja:

a) z aminami (jako zasady organiczne)

R-NH2 + HCl → + Cl -

b) z aminokwasami (jako związki amfoteryczne)

Tlenki chloru i oksokwasy

Tlenki kwasowe

Kwasy

Sole

Właściwości chemiczne

1. Wszystkie oksokwasy chloru i ich sole są silnymi utleniaczami.

2. Prawie wszystkie związki rozkładają się pod wpływem ogrzewania w wyniku wewnątrzcząsteczkowej redukcji utleniania lub dysproporcjonowania.

Proszek wybielający

Wapno chlorowe (wybielające) jest mieszaniną podchlorynu i chlorku wapnia, ma działanie wybielające i dezynfekujące. Czasami uważany za przykład soli mieszanej zawierającej jednocześnie aniony dwóch kwasów:

Woda Javela

Wodny roztwór chlorku potasu i hapochlorynu KCl + KClO + H 2 O