Dabā hlors rodas gāzveida stāvoklī un tikai savienojumu veidā ar citām gāzēm. Normālos apstākļos tā ir zaļgana, indīga, kodīga gāze. Tam ir lielāks svars nekā gaisam. Ir salda smarža. Hlora molekulā ir divi atomi. Miera stāvoklī tas nedeg, bet augstā temperatūrā mijiedarbojas ar ūdeņradi, pēc tam iespējams sprādziens. Tā rezultātā izdalās fosgēna gāze. Ļoti indīgs. Tātad pat zemā koncentrācijā gaisā (0,001 mg uz 1 dm3) var izraisīt nāvi. Galvenā nemetāla hlora īpašība ir tā, ka tas ir smagāks par gaisu, tāpēc tas vienmēr atradīsies pie grīdas dzeltenīgi zaļas miglas veidā.
Vēstures fakti
Pirmo reizi praksē šo vielu ieguva K. Šēlē 1774. gadā, apvienojot sālsskābi un pirolūzītu. Taču tikai 1810. gadā P. Deivijs spēja raksturot hloru un konstatēt, ka tasatsevišķs ķīmiskais elements.
Ir vērts atzīmēt, ka 1772. gadā Džozefs Prīstlijs spēja iegūt hlorūdeņradi - hlora savienojumu ar ūdeņradi, taču ķīmiķis nevarēja atdalīt šos divus elementus.
Hlora ķīmiskais raksturojums
Hlors ir periodiskās tabulas VII grupas galvenās apakšgrupas ķīmiskais elements. Tas atrodas trešajā periodā, un tā atomu skaits ir 17 (17 protoni atoma kodolā). Reaktīvs nemetāls. Apzīmēts ar burtiem Cl.
Ir tipisks halogēnu pārstāvis. Tās ir gāzes, kurām nav krāsas, bet tām ir asa asa smaka. Parasti toksisks. Visi halogēni labi šķīst ūdenī. Tie sāk smēķēt, saskaroties ar mitru gaisu.
Atoma ārējā elektroniskā konfigurācija Cl 3s2Зр5. Tāpēc savienojumos ķīmiskais elements uzrāda oksidācijas līmeni -1, +1, +3, +4, +5, +6 un +7. Atoma kovalentais rādiuss ir 0,96Å, Cl jonu rādiuss ir 1,83 Å, atoma afinitāte pret elektronu ir 3,65 eV, jonizācijas līmenis ir 12,87 eV.
Kā minēts iepriekš, hlors ir diezgan aktīvs nemetāls, kas ļauj izveidot savienojumus ar gandrīz jebkuru metālu (dažos gadījumos karsējot vai izmantojot mitrumu, vienlaikus izspiežot bromu) un nemetāliem. Pulvera veidā tas reaģē ar metāliem tikai tad, ja tiek pakļauts augstām temperatūrām.
Maksimālā degšanas temperatūra - 2250 °C. Ar skābekli tas var veidot oksīdus, hipohlorītus, hlorītus un hlorātus. Visi savienojumi, kas satur skābekli, kļūst sprādzienbīstami, mijiedarbojoties ar oksidētājiemvielas. Ir vērts atzīmēt, ka hlora oksīdi var eksplodēt nejauši, savukārt hlorāti eksplodē tikai tad, ja tiek pakļauti jebkādiem ierosinātājiem.
Hlora raksturojums pēc pozīcijas periodiskajā tabulā:
• vienkārša viela;
• periodiskās tabulas septiņpadsmitās grupas elements;
• trešās rindas trešais periods;
• galvenās apakšgrupas septītā grupa;
• atomskaitlis 17;
• apzīmēts ar simbolu Cl;
• reaktīvs nemetāls;
• ir halogēnu grupā;
• gandrīz normālos apstākļos tā ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaku;
• hlora molekulā ir 2 atomi (formula Cl2).
Hlora fizikālās īpašības:
• Vārīšanās temperatūra: -34,04 °С;
• Kušanas temperatūra: -101,5 °С;
• Gāzveida blīvums - 3,214 g/l;
• blīvums šķidrais hlors (vārīšanās laikā) - 1,537 g/cm3;
• cietā hlora blīvums - 1,9 g/cm 3;
• konkrētais apjoms – 1,745 x 10-3 l/gadā.
Hlors: temperatūras izmaiņu īpašības
Gāzveida stāvoklī tai ir tendence viegli sašķidrināties. Pie 8 atmosfēru spiediena un 20 ° C temperatūrā tas izskatās kā zaļgani dzeltens šķidrums. Tam ir ļoti augstas korozijas īpašības. Kā liecina prakse, šis ķīmiskais elements var uzturēt šķidru stāvokli līdz kritiskai temperatūrai (143 °C), pakļaujoties spiediena pieaugumam.
Ja tas ir atdzesēts līdz -32 °C,tas mainīs savu agregācijas stāvokli uz šķidru neatkarīgi no atmosfēras spiediena. Tālāk pazeminoties temperatūrai, notiek kristalizācija (pie -101 °C).
Hlors dabā
Zemes garozā ir tikai 0,017% hlora. Lielākā daļa ir vulkāniskās gāzēs. Kā norādīts iepriekš, vielai ir augsta ķīmiskā aktivitāte, kā rezultātā tā sastopama dabā savienojumos ar citiem elementiem. Tomēr daudzi minerāli satur hloru. Elementa raksturlielums ļauj veidoties aptuveni simts dažādu minerālu. Parasti tie ir metālu hlorīdi.
Tāpat liels daudzums tā atrodas okeānos - gandrīz 2%. Tas ir saistīts ar faktu, ka hlorīdus ļoti aktīvi izšķīdina un pārvadā upes un jūras. Ir iespējams arī apgrieztais process. Hlors tiek izskalots atpakaļ krastā, un tad vējš to nes apkārt. Tāpēc tā lielākā koncentrācija ir novērojama piekrastes zonās. Planētas sausajos reģionos gāze, par kuru mēs domājam, veidojas ūdens iztvaikošanas rezultātā, kā rezultātā parādās sāls purvi. Pasaulē ik gadu tiek iegūti aptuveni 100 miljoni tonnu šīs vielas. Tomēr tas nav pārsteidzoši, jo ir daudz hloru saturošu nogulšņu. Tomēr tā īpašības lielā mērā ir atkarīgas no ģeogrāfiskās atrašanās vietas.
Hlora iegūšanas metodes
Mūsdienās ir vairākas hlora iegūšanas metodes, no kurām visizplatītākās ir šādas:
1. diafragma. Tas ir vienkāršākais un lētākais. sālsskābešķīdums diafragmas elektrolīzē nonāk anoda telpā. Tālāk tērauda katoda režģis ieplūst diafragmā. Tas satur nelielu daudzumu polimēru šķiedru. Šīs ierīces svarīga iezīme ir pretplūsma. Tas ir novirzīts no anoda telpas uz katoda telpu, kas ļauj iegūt hloru un sārmu atsevišķi.
2. Membrāna. Energoefektīvākais, bet grūti īstenojams organizācijā. Līdzīgi kā diafragma. Atšķirība ir tāda, ka anoda un katoda telpas ir pilnībā atdalītas ar membrānu. Tāpēc izvade ir divas atsevišķas straumes.
Ir vērts atzīmēt, ka ķīmijas īpašība. elements (hlors), kas iegūts ar šīm metodēm, būs atšķirīgs. Membrānas metode tiek uzskatīta par "tīrāku".
3. Dzīvsudraba metode ar šķidro katodu. Salīdzinot ar citām tehnoloģijām, šī opcija ļauj iegūt tīrāko hloru.
Instalācijas galvenā shēma sastāv no elektrolizatora un savstarpēji savienota sūkņa un amalgamas sadalītāja. Sūkņa sūknētais dzīvsudrabs kopā ar vārāmā sāls šķīdumu kalpo kā katods, bet oglekļa vai grafīta elektrodi kalpo kā anods. Instalācijas darbības princips ir šāds: no elektrolīta izdalās hlors, kas kopā ar anolītu tiek izņemts no elektrolizatora. Piemaisījumi un hlora atlikumi tiek noņemti no pēdējiem, piesātināti ar halītu un atkal tiek atgriezti elektrolīzē.
Rūpnieciskās drošības prasības un ražošanas nerentabilitāte izraisīja šķidrā katoda nomaiņu pret cieto.
Hlora izmantošana rūpniecībāmērķiem
Hlora īpašības ļauj to aktīvi izmantot rūpniecībā. Ar šī ķīmiskā elementa palīdzību tiek iegūti dažādi hlororganiskie savienojumi (vinilhlorīds, hlorkaučuks u.c.), zāles, dezinfekcijas līdzekļi. Taču lielākā niša, ko aizņem nozare, ir sālsskābes un kaļķa ražošana.
Dzeramā ūdens attīrīšanas metodes tiek plaši izmantotas. Šodien viņi cenšas atteikties no šīs metodes, aizstājot to ar ozonēšanu, jo viela, kuru mēs apsveram, negatīvi ietekmē cilvēka ķermeni, turklāt hlorēts ūdens iznīcina cauruļvadus. Tas ir saistīts ar faktu, ka brīvā stāvoklī Cl negatīvi ietekmē caurules, kas izgatavotas no poliolefīniem. Tomēr lielākā daļa valstu dod priekšroku hlorēšanas metodei.
Hloru izmanto arī metalurģijā. Ar tās palīdzību tiek iegūti vairāki reti metāli (niobijs, tantals, titāns). Ķīmiskajā rūpniecībā nezāļu apkarošanai un citiem lauksaimniecības mērķiem aktīvi izmanto dažādus hlororganiskos savienojumus, elementu izmanto arī kā balinātāju.
Pateicoties savai ķīmiskajai struktūrai, hlors iznīcina lielāko daļu organisko un neorganisko krāsvielu. Tas tiek panākts, pilnībā izmainot to krāsu. Šāds rezultāts ir iespējams tikai tad, ja ir ūdens, jo balināšanas process notiek atomu skābekļa ietekmē, kas veidojas pēc hlora sadalīšanās: Cl2 + H2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Šo metodi ir izmantojis pārispirms gadsimtiem un joprojām ir populāra šodien.
Šīs vielas izmantošana ir ļoti populāra hlororganisko insekticīdu ražošanā. Šie lauksaimniecības preparāti iznīcina kaitīgos organismus, atstājot augus neskartus. Ievērojama daļa no visa uz planētas iegūtā hlora tiek izmantota lauksaimniecības vajadzībām.
To izmanto arī plastmasas savienojumu un gumijas ražošanā. Ar to palīdzību tiek izgatavota vadu izolācija, kancelejas preces, iekārtas, sadzīves tehnikas čaulas u.c.. Pastāv uzskats, ka šādi iegūtas gumijas kaitē cilvēkam, taču zinātne to neapstiprina.
Ir vērts atzīmēt, ka hloru (vielas īpašības mēs detalizēti atklājām iepriekš) un tā atvasinājumus, piemēram, sinepju gāzi un fosgēnu, izmanto arī militāriem nolūkiem, lai iegūtu ķīmiskās kaujas vielas.
Hlors kā spilgts nemetālu pārstāvis
Nemetāli ir vienkāršas vielas, kas ietver gāzes un šķidrumus. Vairumā gadījumu tie vada elektrisko strāvu sliktāk nekā metāli, un tiem ir būtiskas fizikālās un mehāniskās īpašības. Ar augsta jonizācijas līmeņa palīdzību tie spēj veidot kovalentos ķīmiskos savienojumus. Tālāk tiks sniegts nemetāla raksturlielums, izmantojot hlora piemēru.
Kā minēts iepriekš, šis ķīmiskais elements ir gāze. Normālos apstākļos tam pilnībā trūkst īpašību, kas līdzīgas metāliem. Bez ārējas palīdzības tas nevar mijiedarboties ar skābekli, slāpekli, oglekli utt.piemīt oksidējošas īpašības saitēs ar vienkāršām vielām un dažām sarežģītām vielām. Attiecas uz halogēniem, kas skaidri atspoguļojas tā ķīmiskajās īpašībās. Savienojumos ar citiem halogēnu pārstāvjiem (bromu, astatīnu, jodu) tas tos izspiež. Gāzveida stāvoklī hlors (tā īpašība ir tiešs apstiprinājums tam) labi izšķīst. Tas ir lielisks dezinfekcijas līdzeklis. Nogalina tikai dzīvos organismus, tāpēc tas ir neaizstājams lauksaimniecībā un medicīnā.
Izmantot kā indīgu vielu
Hlora atoma īpašības ļauj to izmantot kā indīgu līdzekli. Pirmo reizi gāzi Vācija izmantoja 1915. gada 22. aprīlī Pirmā pasaules kara laikā, kā rezultātā gāja bojā aptuveni 15 tūkstoši cilvēku. Šobrīd to neizmanto kā indīgu vielu.
Sniegsim īsu ķīmiskā elementa aprakstu kā smacējošu līdzekli. Ietekmē cilvēka ķermeni caur nosmakšanu. Pirmkārt, tas kairina augšējos elpceļus un acu gļotādas. Spēcīgs klepus sākas ar nosmakšanas lēkmēm. Turklāt, iekļūstot plaušās, gāze saēd plaušu audus, kas izraisa tūsku. Svarīgs! Hlors ir ātras darbības viela.
Atkarībā no koncentrācijas gaisā simptomi ir atšķirīgi. Ar zemu saturu cilvēkā tiek novērots acu gļotādas apsārtums, neliels elpas trūkums. Saturs atmosfērā 1,5-2 g/m3 izraisa smagumu un saviļņojumu krūtīs, asas sāpes augšējos elpceļos. Šo stāvokli var pavadīt arī smaga asarošana. Pēc 10-15 minūšu atrašanās istabāar šādu hlora koncentrāciju rodas smags plaušu apdegums un nāve. Augstākā koncentrācijā nāve ir iespējama minūtes laikā pēc augšējo elpceļu paralīzes.
Strādājot ar šo vielu, ieteicams lietot kombinezonus, gāzmaskas, cimdus.
Hlors organismu un augu dzīvē
Hlors ir gandrīz visu dzīvo organismu sastāvdaļa. Īpatnība ir tāda, ka tas ir sastopams nevis tīrā veidā, bet gan savienojumu veidā.
Dzīvnieku un cilvēku organismos hlorīda joni uztur osmotisko vienlīdzību. Tas ir saistīts ar faktu, ka tiem ir vispiemērotākais rādiuss iekļūšanai membrānas šūnās. Kopā ar kālija joniem Cl regulē ūdens un sāls līdzsvaru. Hlorīda joni zarnās rada labvēlīgu vidi kuņģa sulas proteolītisko enzīmu darbībai. Hlora kanāli ir nodrošināti daudzās mūsu ķermeņa šūnās. Caur tiem notiek starpšūnu šķidruma apmaiņa un tiek uzturēts šūnas pH. Apmēram 85% no šī elementa kopējā tilpuma organismā atrodas starpšūnu telpā. Tas izdalās no ķermeņa caur urīnizvadkanālu. Ražo sievietes ķermenis zīdīšanas laikā.
Šajā attīstības stadijā ir grūti viennozīmīgi pateikt, kādas slimības provocē hlors un tā savienojumi. Tas ir saistīts ar pētījumu trūkumu šajā jomā.
Arī augu šūnās ir hlorīda joni. Viņš aktīvi piedalās enerģijas apmaiņā. Bez šī elementa fotosintēzes process nav iespējams. Ar viņa palīdzībusaknes aktīvi uzņem nepieciešamās vielas. Bet augsta hlora koncentrācija augos var radīt kaitīgu efektu (palēninot fotosintēzes procesu, apturot attīstību un augšanu).
Tomēr ir tādi floras pārstāvji, kas varētu "sadraudzēties" vai vismaz saprasties ar šo stihiju. Nemetāla (hlora) īpašība satur tādu elementu kā vielas spēja oksidēt augsni. Iepriekš minētie augi, saukti par halofītiem, evolūcijas procesā ieņēma tukšus sāļu purvus, kas bija tukši šī elementa pārpilnības dēļ. Tie absorbē hlorīda jonus un pēc tam atbrīvojas no tiem ar lapu krišanas palīdzību.
Hlora transportēšana un uzglabāšana
Ir vairāki veidi, kā pārvietot un uzglabāt hloru. Elementa raksturlielums nozīmē nepieciešamību pēc īpašiem augstspiediena cilindriem. Šādiem konteineriem ir identifikācijas marķējums - vertikāla zaļa līnija. Cilindri rūpīgi jāizskalo reizi mēnesī. Ilgstoši uzglabājot hloru, tajos veidojas ļoti sprādzienbīstamas nogulsnes - slāpekļa trihlorīds. Ja netiek ievēroti visi drošības noteikumi, ir iespējama spontāna aizdegšanās un eksplozija.
Studē hlora valodu
Nākotnes ķīmiķiem vajadzētu zināt hlora īpašības. Saskaņā ar plānu 9. klases skolēni, balstoties uz disciplīnas pamatzināšanām, pat var veikt laboratorijas eksperimentus ar šo vielu. Protams, skolotājam ir pienākums vadīt drošības instruktāžu.
Darba kārtība ir šāda: jāņem līdzi kolba arhloru un ieber tajā nelielas metāla skaidas. Lidojuma laikā skaidas uzliesmos ar spilgtām spilgtām dzirkstelēm un tajā pašā laikā veidojas gaiši b alti dūmi SbCl3. Alvas foliju iegremdējot traukā ar hloru, tā arī spontāni aizdegsies, un ugunīgas sniegpārslas lēnām nokritīs kolbas apakšā. Šīs reakcijas laikā veidojas dūmakains šķidrums - SnCl4. Ieliekot traukā dzelzs skaidas, veidojas sarkani “pilieni” un parādās sarkani dūmi FeCl3.
Līdztekus praktiskajam darbam atkārtojas teorija. Jo īpaši tāds jautājums kā hlora raksturojums pēc pozīcijas periodiskajā sistēmā (aprakstīts raksta sākumā).
Eksperimentu rezultātā atklājas, ka elements aktīvi reaģē uz organiskajiem savienojumiem. Ja hlora burkā ievietosiet terpentīnā samērcētu vati, tā uzreiz aizdegsies, un no kolbas strauji nobirs sodrēji. Nātrijs efektīvi kūp ar dzeltenīgu liesmu, un uz ķīmisko trauku sieniņām parādās sāls kristāli. Skolēniem būs interesanti uzzināt, ka, būdams vēl jauns ķīmiķis, N. N. Semenovs (vēlākais Nobela prēmijas laureāts) pēc šāda eksperimenta veikšanas savāca sāli no kolbas sieniņām un, apkaisot ar to maizi, to apēda. Ķīmija izrādījās pareiza un zinātnieku nepievīla. Ķīmiķa veiktā eksperimenta rezultātā parastais galda sāls patiešām izrādījās!
