Kādas ir hlora īpašības? Hlora fizikālās un ķīmiskās īpašības

D.I. Mendeļejeva periodiskās tabulas apakšgrupas VII elements. Ārējā līmenī - 7 elektroni, tāpēc, mijiedarbojoties ar reducētājiem, hlors parāda savas oksidējošās īpašības, piesaistot sev metāla elektronu.

Hlora fizikālās īpašības.

Hlors ir dzeltena gāze. Ir asa smaka.

Hlora ķīmiskās īpašības.

Bezmaksas hlorsļoti aktīva. Tas reaģē ar visām vienkāršajām vielām, izņemot skābekli, slāpekli un cēlgāzes:

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 + J.

Mijiedarbojoties ar ūdeņradi istabas temperatūrā reakcijas praktiski nenotiek, bet, tiklīdz apgaismojums darbojas kā ārēja ietekme, notiek ķēdes reakcija, kas ir atradusi savu pielietojumu organiskajā ķīmijā.

Sildot, hlors spēj izspiest jodu vai bromu no skābēm:

Cl 2 + 2 HBr = 2 HCl + Br 2 .

Hlors reaģē ar ūdeni, daļēji izšķīdinot tajā. Šo maisījumu sauc par hlora ūdeni.

Reaģē ar sārmiem:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (auksts),

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (karstums).

Hlora iegūšana.

1. Nātrija hlorīda kausējuma elektrolīze, kas notiek saskaņā ar šādu shēmu:

2. Laboratorijas metode hlora iegūšanai:

MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

DEFINĪCIJA

Hlors- Periodiskās tabulas septiņpadsmitais elements. Apzīmējums - Cl no latīņu valodas "chlorum". Atrodas trešajā periodā, VIIA grupa. Attiecas uz nemetāliem. Kodollādiņš ir 17.

Vissvarīgākais dabiskais hlora savienojums ir nātrija hlorīds (veselais sāls) NaCl. Galvenā nātrija hlorīda masa ir atrodama jūru un okeānu ūdenī. Daudzu ezeru ūdeņos ir arī ievērojams daudzums NaCl. Tas sastopams arī cietā veidā, vietām zemes garozā veidojot biezus tā sauktās akmens sāls slāņus. Dabā bieži sastopami arī citi hlora savienojumi, piemēram, kālija hlorīds minerālu karnalīta KCl × MgCl 2 × 6H 2 O un silvīta KCl veidā.

Normālos apstākļos hlors ir dzeltenzaļa gāze (1. att.), kas labi šķīst ūdenī. Atdzesējot, no ūdens šķīdumiem izdalās kristāliskie hidrāti, kas ir klarāti ar aptuveno sastāvu Cl 2 × 6H 2 O un Cl 2 × 8H 2 O.

Rīsi. 1. Hlors šķidrā stāvoklī. Izskats.

Hlora atomu un molekulmasa

Elementa relatīvā atommasa ir dotā elementa atoma masas attiecība pret 1/12 no oglekļa atoma masas. Relatīvā atommasa ir bezizmēra, un to apzīmē ar A r (indekss “r” ir angļu valodas vārda relatīvais sākuma burts, kas tulkojumā nozīmē “relatīvais”). Atomu hlora relatīvā atomu masa ir 35,457 amu.

Molekulu masas, tāpat kā atomu masas, ir izteiktas atomu masas vienībās. Vielas molekulmasa ir molekulas masa, kas izteikta atomu masas vienībās. Vielas relatīvā molekulmasa ir noteiktas vielas molekulas masas attiecība pret 1/12 no oglekļa atoma masas, kura masa ir 12 amu. Ir zināms, ka hlora molekula ir diatomiska - Cl 2 . Hlora molekulas relatīvā molekulmasa būs vienāda ar:

M r (Cl 2) \u003d 35,457 × 2 ≈ 71.

Hlora izotopi

Ir zināms, ka dabā hlors var būt divu stabilu izotopu 35 Cl (75,78%) un 37 Cl (24,22%) formā. To masas skaitļi ir attiecīgi 35 un 37. Hlora izotopa 35 Cl atoma kodols satur septiņpadsmit protonus un astoņpadsmit neitronus, un izotops 37 Cl satur tikpat daudz protonu un divdesmit neitronus.

Ir mākslīgie hlora izotopi ar masas skaitu no 35 līdz 43, starp kuriem visstabilākais ir 36 Cl ar pussabrukšanas periodu 301 tūkstotis gadu.

Hlora joni

Hlora atoma ārējā enerģijas līmenī ir septiņi elektroni, kas ir valences:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Ķīmiskās mijiedarbības rezultātā hlors var zaudēt valences elektronus, t.i. būt to donoram, un pārvērsties par pozitīvi lādētiem joniem vai pieņemt elektronus no cita atoma, t.i. būt par to akceptoru un pārvērsties par negatīvi lādētiem joniem:

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-.

Hlora molekula un atoms

Hlora molekula sastāv no diviem atomiem - Cl 2 . Šeit ir dažas īpašības, kas raksturo hlora atomu un molekulu:

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Kāds hlora tilpums jāņem, lai reaģētu ar 10 litriem ūdeņraža? Gāzes atrodas tādos pašos apstākļos.
Risinājums	Uzrakstīsim reakcijas vienādojumu hlora un ūdeņraža mijiedarbībai: Cl 2 + H 2 \u003d 2HCl. Aprēķiniet ūdeņraža vielas daudzumu, kas reaģēja: n (H2)=V (H2)/Vm; n (H 2) \u003d 10 / 22,4 \u003d 0,45 mol. Saskaņā ar vienādojumu n (H 2) \u003d n (Cl 2) \u003d 0,45 mol. Tad hlora tilpums, kas nonāca mijiedarbības reakcijā ar ūdeņradi, ir:

Lai arī cik negatīvi mēs uztvertu publiskās tualetes, daba diktē savus noteikumus, un tās ir jāapmeklē. Papildus dabiskajām (šai vietai) smaržām vēl viens pazīstams aromāts ir balinātājs, ko izmanto telpas dezinfekcijai. Savu nosaukumu tas ieguva, pateicoties tajā esošajai galvenajai aktīvā vielai - Cl. Uzzināsim par šo ķīmisko elementu un tā īpašībām, kā arī aprakstīsim hlora atrašanās vietu periodiskajā sistēmā.

Kā šī prece tika atklāta

Pirmo reizi hloru saturošu savienojumu (HCl) sintezēja britu priesteris Džozefs Prīstlijs 1772. gadā.

Pēc 2 gadiem viņa zviedru kolēģim Karlam Šēlam izdevās aprakstīt metodi Cl izolēšanai, izmantojot reakciju starp sālsskābi un mangāna dioksīdu. Taču šis ķīmiķis nesaprata, ka rezultātā tiek sintezēts jauns ķīmiskais elements.

Zinātniekiem bija vajadzīgi gandrīz 40 gadi, lai uzzinātu, kā praktiski iegūt hloru. Pirmo reizi to izdarīja brits Hamfrijs Deivijs 1811. gadā. To darot, viņš izmantoja atšķirīgu reakciju nekā viņa teorētiskie priekšgājēji. Deivijs elektrolīzes ceļā sadalīja NaCl (vairumam zināmu kā galda sāli).

Izpētījis iegūto vielu, britu ķīmiķis saprata, ka tā ir elementāra. Pēc šī atklājuma Deivijs to ne tikai nosauca par hloru (hlors), bet arī spēja raksturot hloru, lai gan tas bija ļoti primitīvs.

Hlors kļuva par hloru (hloru), pateicoties Joseph Gay-Lussac, un mūsdienās pastāv franču, vācu, krievu, baltkrievu, ukraiņu, čehu, bulgāru un dažās citās valodās. Angļu valodā līdz mūsdienām tiek lietots nosaukums "chlorin", bet itāļu un spāņu valodā "chloro".

Aplūkojamo elementu sīkāk aprakstīja Jenss Berzēliuss 1826. gadā. Tieši viņš spēja noteikt tā atommasu.

Kas ir hlors (Cl)

Ņemot vērā šī ķīmiskā elementa atklāšanas vēsturi, ir vērts par to uzzināt vairāk.

Nosaukums hlors cēlies no grieķu vārda χλωρός ("zaļš"). Tas tika dots šīs vielas dzeltenīgi zaļganas krāsas dēļ.

Hlors eksistē pats par sevi kā diatomiskā gāze Cl 2, taču šādā veidā dabā tas praktiski nav sastopams. Biežāk tas parādās dažādos savienojumos.

Papildus atšķirīgajam tonim hloru raksturo saldi asa smarža. Tā ir ļoti toksiska viela, tādēļ, nonākot gaisā un to ieelpojot cilvēks vai dzīvnieks, tā dažu minūšu laikā var izraisīt nāvi (atkarībā no Cl koncentrācijas).

Tā kā hlors ir gandrīz 2,5 reizes smagāks par gaisu, tas vienmēr atradīsies zem tā, tas ir, pie pašas zemes. Šī iemesla dēļ, ja jums ir aizdomas par Cl klātbūtni, jums vajadzētu uzkāpt pēc iespējas augstāk, jo šīs gāzes koncentrācija būs zemāka.

Tāpat, atšķirībā no dažām citām toksiskām vielām, hloru saturošām vielām ir raksturīga krāsa, kas ļauj tās vizuāli atpazīt un uz tām rīkoties. Lielākā daļa standarta gāzmasku palīdz aizsargāt elpošanas orgānus un gļotādas no Cl bojājumiem. Tomēr pilnīgai drošībai ir jāveic nopietnāki pasākumi līdz pat toksiskās vielas neitralizēšanai.

Ir vērts atzīmēt, ka ķīmiskie ieroči aizsāka savu vēsturi ar hloru kā indīgu gāzi, ko vācieši 1915. gadā izmantoja. Gandrīz 200 tonnu vielas lietošanas rezultātā dažu minūšu laikā saindējās 15 tūkstoši cilvēku. Trešdaļa no viņiem gāja bojā gandrīz uzreiz, trešdaļa guva neatgriezeniskus bojājumus, un tikai 5 tūkstošiem izdevās aizbēgt.

Kāpēc tik bīstama viela joprojām nav aizliegta un ik gadu tiek iegūti miljoniem tonnu? Tas viss ir par tā īpašajām īpašībām, un, lai tās saprastu, ir vērts apsvērt hlora īpašības. Vienkāršākais veids, kā to izdarīt, ir periodiskā tabula.

Hlora raksturojums periodiskajā sistēmā

Hlors kā halogēns

Papildus ārkārtējai toksicitātei un asai smaržai (kas raksturīga visiem šīs grupas pārstāvjiem), Cl labi šķīst ūdenī. Praktisks apstiprinājums tam ir hloru saturošu mazgāšanas līdzekļu pievienošana baseina ūdenim.

Saskaroties ar mitru gaisu, attiecīgā viela sāk dūmot.

Cl kā nemetāla īpašības

Ņemot vērā hlora ķīmiskās īpašības, ir vērts pievērst uzmanību tā nemetāliskajām īpašībām.

Tam ir iespēja veidot savienojumus ar gandrīz visiem metāliem un nemetāliem. Piemērs ir reakcija ar dzelzs atomiem: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Reakciju veikšanai bieži ir nepieciešams izmantot katalizatorus. Šo lomu var spēlēt H 2 O.

Bieži vien reakcijas ar Cl ir endotermiskas (tās absorbē siltumu).

Jāņem vērā, ka kristāliskā formā (pulvera veidā) hlors mijiedarbojas ar metāliem tikai tad, ja to sakarsē līdz augstām temperatūrām.

Reaģējot ar citiem nemetāliem (izņemot O 2, N, F, C un inertās gāzes), Cl veido savienojumus - hlorīdus.

Reaģējot ar O 2, veidojas oksīdi, kas ir ārkārtīgi nestabili un pakļauti sabrukšanai. Tajos Cl oksidācijas stāvoklis var izpausties no +1 līdz +7.

Mijiedarbojoties ar F, veidojas fluorīdi. To oksidācijas pakāpe var būt atšķirīga.

Hlors: vielas īpašība tās fizikālo īpašību ziņā

Papildus ķīmiskajām īpašībām aplūkotajam elementam ir arī fizikālās īpašības.

Temperatūras ietekme uz Cl agregātu stāvokli

Ņemot vērā hlora elementa fizikālās īpašības, mēs saprotam, ka tas spēj nonākt dažādos agregācijas stāvokļos. Tas viss ir atkarīgs no temperatūras režīma.

Normālā stāvoklī Cl ir ļoti kodīga gāze. Tomēr viņš var viegli sašķidrināt. To ietekmē temperatūra un spiediens. Piemēram, ja tas ir vienāds ar 8 atmosfērām un temperatūra ir +20 grādi pēc Celsija, Cl 2 ir skābi dzeltens šķidrums. Tas spēj saglabāt šo agregācijas stāvokli līdz +143 grādiem, ja arī spiediens turpina pieaugt.

Sasniedzot -32 ° C, hlora stāvoklis pārstāj būt atkarīgs no spiediena, un tas turpina palikt šķidrs.

Vielas kristalizācija (cietā stāvoklī) notiek -101 grādi.

Kur dabā eksistē Cl

Ņemot vērā hlora vispārīgās īpašības, ir vērts noskaidrot, kur dabā var atrast tik sarežģītu elementu.

Augstās reaģētspējas dēļ tas gandrīz nekad nav atrodams tīrā veidā (tādēļ šī elementa izpētes sākumā zinātniekiem bija vajadzīgi gadi, lai uzzinātu, kā to sintezēt). Parasti Cl ir sastopams savienojumos dažādos minerālos: halītā, silvīnā, kainītā, bišofītā u.c.

Visvairāk tas ir atrodams sāļos, kas iegūti no jūras vai okeāna ūdens.

Ietekme uz ķermeni

Apsverot hlora īpašības, jau vairāk nekā vienu reizi ir teikts, ka tas ir ārkārtīgi indīgs. Tajā pašā laikā vielas atomi atrodas ne tikai minerālos, bet arī gandrīz visos organismos, sākot no augiem līdz cilvēkiem.

Pateicoties savām īpašajām īpašībām, Cl joni labāk nekā citi iekļūst šūnu membrānās (tāpēc vairāk nekā 80% no visa cilvēka organismā esošā hlora atrodas starpšūnu telpā).

Kopā ar K Cl ir atbildīgs par ūdens un sāls līdzsvara regulēšanu un līdz ar to par osmotisko vienlīdzību.

Neskatoties uz tik svarīgo lomu organismā, tīrs Cl 2 nogalina visu dzīvo - no šūnām līdz veseliem organismiem. Tomēr kontrolētās devās un ar īslaicīgu iedarbību tam nav laika radīt bojājumus.

Spilgts pēdējā apgalvojuma piemērs ir jebkurš baseins. Kā zināms, ūdens šādās iestādēs tiek dezinficēts ar Cl. Tajā pašā laikā, ja cilvēks reti apmeklē šādu iestādi (reizi nedēļā vai mēnesī), maz ticams, ka viņš cietīs no šīs vielas klātbūtnes ūdenī. Taču šādu iestāžu darbinieki, īpaši tie, kas ūdenī uzturas gandrīz visu dienu (glābēji, instruktori) bieži slimo ar ādas slimībām vai viņiem ir novājināta imūnsistēma.

Saistībā ar to visu pēc baseinu apmeklējuma obligāti jānomazgājas dušā – jānomazgā iespējamās hlora atliekas no ādas un matiem.

Cl lietošana cilvēkiem

Ņemot vērā hlora raksturojumu, ka tas ir "kaprīzs" elements (ja runa ir par mijiedarbību ar citām vielām), būs interesanti uzzināt, ka to diezgan bieži izmanto rūpniecībā.

Pirmkārt, to izmanto daudzu vielu dezinficēšanai.

Cl tiek izmantots arī noteiktu pesticīdu veidu ražošanā, kas palīdz saudzēt ražu no kaitēkļiem.

Šīs vielas spēja mijiedarboties ar gandrīz visiem periodiskās tabulas elementiem (hlora kā nemetāla īpašība) palīdz iegūt noteikta veida metālus (Ti, Ta un Nb), kā arī kaļķi un sālsskābi ar to. palīdzēt.

Papildus visam iepriekšminētajam Cl tiek izmantots rūpniecisko vielu (polivinilhlorīda) un zāļu (hlorheksidīna) ražošanā.

Jāpiemin, ka mūsdienās ir atrasts efektīvāks un drošāks dezinfekcijas līdzeklis - ozons (O 3 ). Tomēr tā ražošana ir dārgāka par hloru, un šī gāze ir vēl nestabilāka par hloru (īss fizikālo īpašību apraksts 6-7 lpp.). Tāpēc retais var atļauties hlorēšanas vietā izmantot ozonēšanu.

Kā tiek ražots hlors?

Mūsdienās šīs vielas sintēzei ir zināmas daudzas metodes. Visi no tiem iedalās divās kategorijās:

• Ķīmiskā.
• Elektroķīmiskā.

Pirmajā gadījumā Cl tiek iegūts ķīmiskas reakcijas rezultātā. Tomēr praksē tie ir ļoti dārgi un neefektīvi.

Tāpēc rūpniecībā priekšroka tiek dota elektroķīmiskām metodēm (elektrolīzei). Ir trīs no tiem: diafragma, membrāna un dzīvsudraba elektrolīze.

DEFINĪCIJA

Hlors atrodas Periodiskās sistēmas galvenās (A) apakšgrupas VII grupas trešajā periodā.

Attiecas uz p-ģimenes elementiem. Nemetāla. Šajā grupā iekļautos nemetālu elementus kopā sauc par halogēniem. Apzīmējums - Cl. Kārtības skaitlis - 17. Relatīvā atommasa - 35,453 a.m.u.

Hlora atoma elektroniskā struktūra

Hlora atoms sastāv no pozitīvi lādēta kodola (+17), kas sastāv no 17 protoniem un 18 neitroniem, ap kuriem 3 orbītās pārvietojas 17 elektroni.

1. att. Hlora atoma shematiskā struktūra.

Elektronu sadalījums orbitālēs ir šāds:

17Cl) 2) 8) 7;

1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 5 .

Hlora atoma ārējā enerģijas līmenī ir septiņi elektroni, kas visi tiek uzskatīti par valenci. Pamatstāvokļa enerģijas diagramma ir šāda:

Viena nepāra elektrona klātbūtne norāda, ka hlors spēj uzrādīt oksidācijas pakāpi +1. Vairāki satraukti stāvokļi ir iespējami arī brīvas 3 klātbūtnes dēļ d- orbitāles. Pirmkārt, elektroni tiek tvaicēti 3 lpp-apakšlīmeņi un aizņemt bez maksas d-orbitāles un pēc - elektroni 3 s- apakšlīmenis:

Tas izskaidro hlora klātbūtni vēl trīs oksidācijas stāvokļos: +3, +5 un +7.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Doti divi elementi ar kodollādiņiem Z=17 un Z=18. Vienkāršā viela, ko veido pirmais elements, ir indīga gāze ar asu smaku, bet otrā ir neindīga, bez smaržas, neelpojoša gāze. Uzrakstiet abu elementu atomu elektroniskās formulas. Kura no tām veido indīgu gāzi?
Risinājums	Doto elementu elektroniskās formulas tiks uzrakstītas šādi: 17 Z 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 5 ; 18 Z 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 . Ķīmiskā elementa atoma kodola lādiņš ir vienāds ar tā kārtas numuru periodiskajā tabulā. Tāpēc tas ir hlors un argons. Divi hlora atomi veido vienkāršas vielas molekulu - Cl 2, kas ir indīga gāze ar asu smaku
Atbilde	Hlors un argons.

Flandrijas rietumos atrodas neliela pilsētiņa. Neskatoties uz to, tās nosaukums ir pazīstams visā pasaulē un ilgi paliks cilvēces atmiņā kā simbols vienam no lielākajiem noziegumiem pret cilvēci. Šī pilsēta ir Ypres. Crecy - Ipres - Hirosima - pavērsiena punkti ceļā uz kara pārvēršanu par milzīgu iznīcināšanas mašīnu.

1915. gada sākumā rietumu frontes līnijā izveidojās tā sauktā Ypres dzega. Sabiedroto anglo-franču karaspēks uz ziemeļaustrumiem no Ipras iespiedās Vācijas armijas okupētajā teritorijā. Vācu pavēlniecība nolēma uzsākt pretuzbrukumu un izlīdzināt frontes līniju. 22. aprīļa rītā, kad pūta līdzens ziemeļaustrums, vācieši sāka neparastu gatavošanos ofensīvai – veica pirmo gāzes uzbrukumu karu vēsturē. Frontes Ypres sektorā vienlaikus tika atvērti 6000 hlora cilindru. Piecu minūšu laikā izveidojās milzīgs, 180 tonnas smags, indīgi dzeltenzaļš mākonis, kas lēnām virzījās uz ienaidnieka ierakumiem.

To neviens negaidīja. Franču un britu karaspēks gatavojās uzbrukumam, artilērijas apšaudei, karavīri droši ierakās, bet postošā hlora mākoņa priekšā bija absolūti neapbruņoti. Nāvējošā gāze iekļuva visās spraugās, visās patversmēs. Pirmā ķīmiskā uzbrukuma (un pirmā 1907. gada Hāgas konvencijas par indīgo vielu nelietošanu pārkāpuma!) rezultāti bija satriecoši – hlors pārsteidza aptuveni 15 tūkstošus cilvēku, bet aptuveni 5 tūkstošus - līdz nāvei. Un tas viss - lai izlīdzinātu frontes līniju 6 km garumā! Divus mēnešus vēlāk vācieši sāka hlora uzbrukumu arī austrumu frontē. Un divus gadus vēlāk Ypres palielināja savu bēdīgo slavu. Smagas kaujas laikā 1917. gada 12. jūlijā šīs pilsētas teritorijā pirmo reizi tika izmantota indīga viela, vēlāk saukta par sinepju gāzi. Sinepes ir hlora, dihlordietilsulfīda atvasinājums.

Atgādinājām šīs vēstures epizodes, kas saistītas ar vienu mazpilsētu un vienu ķīmisko elementu, lai parādītu, cik bīstams elements Nr.17 var būt kaujinieku vājprātīgo rokās. Šī ir tumšākā lappuse hlora vēsturē. Bet būtu pilnīgi nepareizi hlorā redzēt tikai indīgu vielu un izejvielu citu indīgu vielu ražošanai...

Elementārā hlora vēsture ir salīdzinoši īsa, tā aizsākās 1774. gadā. Hlora savienojumu vēsture ir tikpat sena kā pasaule. Pietiek atgādināt, ka nātrija hlorīds ir galda sāls. Un, acīmredzot, jau aizvēsturiskos laikos tika pamanīta sāls spēja saglabāt gaļu un zivis.

Senākie arheoloģiskie atradumi - liecības par to, ka cilvēks izmantojis sāli, ir datēti ar aptuveni 3-4 gadu tūkstoti pirms mūsu ēras. Bet senākais akmens sāls ieguves apraksts ir atrodams grieķu vēsturnieka Hērodota (V gadsimtā pirms mūsu ēras) rakstos. Hērodots apraksta akmeņsāls ieguvi Lībijā. Sīnas oāzē Lībijas tuksneša centrā atradās slavenais dieva Ammon-Ra templis. Tāpēc Lībiju sauca par "Amonjaku", un akmens sāls pirmais nosaukums bija "sal ammoniacum". Vēlāk, sākot ar trīspadsmito gadsimtu. AD, šis nosaukums tika piešķirts amonija hlorīdam.

Plīnija Vecākā dabas vēsture apraksta metodi zelta atdalīšanai no parastajiem metāliem, kalcinējot ar sāli un māliem. Un viens no pirmajiem nātrija hlorīda attīrīšanas aprakstiem ir atrodams izcilā arābu ārsta un alķīmiķa Jabir ibn Hayyan (eiropiešu valodā - Geber) rakstos.

Ļoti iespējams, ka alķīmiķi sastapās arī ar elementāro hloru, jo Austrumu valstīs jau 9., bet Eiropā 13. gadsimtā. bija zināms "karaliskais degvīns" - sālsskābes un slāpekļskābes maisījums. 1668. gadā izdotajā holandieša Van Helmonta grāmatā Hortus Medicinae teikts, ka, karsējot kopā amonija hlorīdu un slāpekļskābi, tiek iegūta noteikta gāze. Pamatojoties uz aprakstu, šī gāze ir ļoti līdzīga hloram.

detalizēti hloru pirmo reizi aprakstīja zviedru ķīmiķis Šēle savā traktātā par pirolusītu. Karsējot minerālu piroluzītu ar sālsskābi, Šēle pamanīja ūdeņiem raksturīgo smaržu, savāca un pētīja dzeltenzaļo gāzi, kas radīja šo smaku, un pētīja tās mijiedarbību ar noteiktām vielām. Šēle bija pirmais, kurš atklāja hlora ietekmi uz zeltu un cinobru (pēdējā gadījumā veidojas sublimāts) un hlora balinošās īpašības.

Šēle jaunatklāto gāzi neuzskatīja par vienkāršu vielu un nosauca to par "deflogistinētu sālsskābi". Mūsdienu izteiksmē Šēle un pēc viņa citi tā laika zinātnieki uzskatīja, ka jaunā gāze ir sālsskābes oksīds.

Nedaudz vēlāk Bertolē un Lavuazjē ierosināja šo gāzi uzskatīt par kāda jauna elementa, murija, oksīdu. Trīsarpus gadu desmitus ķīmiķi ir nesekmīgi mēģinājuši izolēt nezināmo muriju.

"Mūrija oksīda" piekritējs sākumā bija arī Deivijs, kurš 1807. gadā ar elektrisko strāvu sadalīja galda sāli sārmu metāla nātrijs un dzeltenzaļā gāzē. Tomēr trīs gadus vēlāk, pēc daudziem nesekmīgiem mēģinājumiem iegūt muriju, Deivijs nonāca pie secinājuma, ka Šēla atklātā gāze ir vienkārša viela, elements, un nosauca to par hlora gāzi vai hloru (no grieķu valodas — dzeltenzaļa). Un trīs gadus vēlāk Gay-Lussac piešķīra jaunajam elementam īsāku nosaukumu - hlors. Tiesa, tālajā 1811. gadā vācu ķīmiķis Šveigers ierosināja hlora citu nosaukumu - “halogēns” (burtiski tas tulko kā sāls), taču šis nosaukums sākumā neiesakņojās un vēlāk kļuva izplatīts veselai elementu grupai, kas ietver sevī hlors.

Hlora "personiskā karte".

Uz jautājumu, kas ir hlors, varat sniegt vismaz duci atbilžu. Pirmkārt, tas ir halogēns; otrkārt, viens no spēcīgākajiem oksidētājiem; treškārt, ārkārtīgi indīga gāze; ceturtkārt, galvenās ķīmiskās rūpniecības svarīgākais produkts; piektkārt, izejvielas plastmasas un pesticīdu, gumijas un mākslīgo šķiedru, krāsvielu un medikamentu ražošanai; sestkārt, viela, ar kuru iegūst titānu un silīciju, glicerīns un fluoroplasts; septītkārt, līdzeklis dzeramā ūdens attīrīšanai un audumu balināšanai ...

Šo sarakstu varētu turpināt.

Normālos apstākļos elementārais hlors ir diezgan smaga, dzeltenzaļa gāze ar asu, raksturīgu smaržu. Hlora atomu svars ir 35,453, un molekulmasa ir 70,906, jo hlora molekula ir divatomiska. Viens litrs gāzveida hlora normālos apstākļos (temperatūra 0 ° C un spiediens 760 mmHg) sver 3,214 g. Atdzesējot līdz temperatūrai - 34,05 ° C, hlors kondensējas dzeltenā šķidrumā (blīvums 1,56 g / cm 3), un plkst. temperatūra - 101,6 ° C sacietē. Paaugstinātā spiedienā hlors var pārvērsties šķidrumā un augstākā temperatūrā līdz +144°C. Hlors labi šķīst dihloretānā un dažos citos hloru saturošos organiskos šķīdinātājos.

Elementa numurs 17 ir ļoti aktīvs - tas tieši savienojas ar gandrīz visiem periodiskās sistēmas elementiem. Tāpēc dabā tas notiek tikai savienojumu veidā. Visizplatītākie hloru saturošie minerāli, halīts NaCl, silvinīts KCl NaCl, bišofīts MgCl 2 -6H 2 O, karnalīts KCl-MgCl 2 -6H 2 O, kainīts KCl-MgSO 4 -3H 2 O. Šis ir viņu pirmais "vīns" ( vai "kredīts"), ka hlora saturs zemes garozā ir 0,20 % no svara. Krāsainajai metalurģijai ļoti svarīgi ir daži salīdzinoši reti hloru saturoši minerāli, piemēram, ragu sudrabs AgCl.

Elektrovadītspējas ziņā šķidrais hlors ir viens no spēcīgākajiem izolatoriem: tas vada strāvu gandrīz miljardu reižu sliktāk nekā destilēts ūdens un 1022 reizes sliktāk nekā sudrabs.

Skaņas ātrums hlorā ir aptuveni pusotru reizi mazāks nekā gaisā.

Un visbeidzot – par hlora izotopiem.

Tagad ir zināmi desmit šī elementa izotopi, bet dabā ir sastopami tikai divi - hlors-35 un hlors-37. Pirmais ir apmēram trīs reizes vairāk nekā otrais.

Atlikušie astoņi izotopi tika iegūti mākslīgi. Īsākā no tām - 32 Cl pussabrukšanas periods ir 0,306 sekundes, bet visilgāk nodzīvotā - 36 Cl - 310 tūkstoši gadu.

ELEMENTĀRAIS APRĒĶINS. Ja hloru iegūst ar nātrija hlorīda šķīduma elektrolīzi, vienlaikus tiek iegūts ūdeņradis un nātrija hidroksīds: 2NaCl + 2H 2 O \u003d H 2 + Cl 2 + 2NaOH. Protams, ūdeņradis ir ļoti svarīgs ķīmiskais produkts, taču ir lētāki un ērtāki veidi, kā iegūt šo vielu, piemēram, dabasgāzes pārvēršana... Bet kaustiskā soda tiek iegūta gandrīz tikai ar nātrija hlorīda šķīdumu elektrolīzi – citas metodes. veido mazāk nekā 10%. Tā kā hlora un NaOH ražošana ir pilnībā savstarpēji saistītas (kā izriet no reakcijas vienādojuma, vienas grama molekulas - 71 g hlora - ražošana vienmēr ir saistīta ar divu gramu molekulu veidošanos - 80 g elektrolīta sārma), zinot darbnīcas (vai rūpnīcas, vai valsts) produktivitāti sārmu izteiksmē, varat viegli aprēķināt, cik daudz hlora tas ražo. Katru tonnu NaOH "pavada" 890 kg hlora.

AK UN LUBRIKANTS! Koncentrēta sērskābe ir praktiski vienīgais šķidrums, kas nesadarbojas ar hloru. Tāpēc hlora saspiešanai un sūknēšanai rūpnīcās tiek izmantoti sūkņi, kuros sērskābe pilda darba šķidruma un vienlaikus smērvielas lomu.

Frīdriha Vēlera pseidonīms. Pētot organisko vielu mijiedarbību ar hloru, franču ķīmiķis XIX gs. Žans Dimā izdarīja pārsteidzošu atklājumu: hlors spēj aizstāt ūdeņradi organisko savienojumu molekulās. Piemēram, hlorējot etiķskābi, vispirms vienu metilgrupas ūdeņradi aizstāj ar hloru, pēc tam otru, trešo. Bet pats pārsteidzošākais bija tas, ka hloretiķskābes ķīmiskās īpašības daudz neatšķīrās no pašas etiķskābes. Dimā atklāto reakciju klase bija pilnīgi neizskaidrojama ar tolaik dominējošo elektroķīmisko hipotēzi un Berzēliusa radikāļu teoriju. Bērzeliuss, viņa studenti un sekotāji enerģiski apstrīdēja Dumas darba pareizību. Vācu žurnālā Annalen der Chemie und Pharmacie parādījās ņirgāšanās vēstule no slavenā vācu ķīmiķa Frīdriha Vēlera ar pseidonīmu S. C. H. Windier (vācu valodā “Schwindler” nozīmē “melis”, “krāpnieks”). Tajā tika ziņots, ka autoram izdevies šķiedrās (C 6 H 10 O 5) visus oglekļa, ūdeņraža un skābekļa atomus aizstāt ar hloru, un šķiedras īpašības nemainījās. Un ka tagad Londonā no vates taisa siltas jostas, kas sastāv no tīra hlora.

HLORS UN ŪDENS. Hlors acīmredzami šķīst ūdenī. 20°C temperatūrā vienā tilpumā ūdens izšķīst 2,3 tilpumi hlora. Hlora ūdens šķīdumi (hlora ūdens) - dzelteni. Bet laika gaitā, it īpaši, ja tos glabā gaismā, tie pakāpeniski maina krāsu. Tas izskaidrojams ar to, ka izšķīdušais hlors daļēji mijiedarbojas ar ūdeni, veidojas sālsskābes un hipohlorskābes: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Pēdējais ir nestabils un pakāpeniski sadalās par HCl un skābekli. Tāpēc hlora šķīdums ūdenī pakāpeniski pārvēršas sālsskābes šķīdumā.

Bet zemā temperatūrā hlors un jods veido neparasta sastāva kristālisku hidrātu - Cl 2 * 5 3 / 4 H 2 O. Šos zaļgani dzeltenos kristālus (stabilus tikai temperatūrā, kas zemāka par 10 ° C) var iegūt, izlaižot hloru cauri. ledus ūdens. Neparastā formula ir izskaidrojama ar kristāliskā hidrāta struktūru, un to galvenokārt nosaka ledus struktūra. Ledus kristāliskajā režģī H 2 O molekulas var atrasties tā, ka starp tām veidojas regulāri izvietoti tukšumi. Elementārajā kubiskajā šūnā ir 46 ūdens molekulas, starp kurām ir astoņi mikroskopiski tukšumi. Šajos tukšumos nogulsnējas hlora molekulas. Tāpēc precīza hlora hidrāta formula jāraksta šādi: 8Cl 2 * 46H 2 O.

SAINDĒŠANĀS AR HLORU. Apmēram 0,0001% hlora klātbūtne gaisā kairina gļotādu. Pastāvīga uzturēšanās šādā atmosfērā var izraisīt bronhu slimības, krasi pasliktināt ēstgribu un ādai piešķirt zaļganu nokrāsu. Ja hlora saturs gaisā ir 0,1%, var rasties akūta saindēšanās, kuras pirmā pazīme ir stiprs klepus. Saindēšanās ar hloru gadījumā ir nepieciešama absolūta atpūta; ir lietderīgi ieelpot skābekli vai amonjaku (amonjaka smaku), vai spirta tvaikus ar ēteri. Saskaņā ar spēkā esošajiem sanitārajiem standartiem hlora saturs ražošanas telpu gaisā nedrīkst pārsniegt 0,001 mg / l, t.i., 0,00003%.

VIŅŠ TIKAI INDES. "Visi zina, ka vilki ir mantkārīgi." Tas hlors ir indīgs - arī. Tomēr mazās devās indīgais hlors dažkārt var kalpot kā pretlīdzeklis. Tātad sērūdeņraža upuriem tiek dota šņaukšana nestabilam balinātājam. Mijiedarbojoties, abas indes tiek savstarpēji neitralizētas.

HLORA ANALĪZE. Lai noteiktu hlora saturu, gaisa paraugu izlaiž caur absorbētājiem ar paskābinātu kālija jodīda šķīdumu. (Hlors izspiež pāksti, pēdējā daudzumu viegli noteikt, filtrējot ar Na 2 S 2 O 3 šķīdumu.) Lai noteiktu hlora mikrodaudzumus gaisā, bieži izmanto kolorimetrisko metodi, kuras pamatā ir krasas izmaiņas dažu savienojumu (benzidīna, ortotoluidīna, metiloranža) krāsa to oksidēšanas laikā ar hloru. Piemēram, bezkrāsains paskābināts benzidīna šķīdums kļūst dzeltens, bet neitrāls kļūst zils. Krāsas intensitāte ir proporcionāla hlora daudzumam.