(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. Det er betegnet med symbolet Cl (lat. Klor). Reaktivt ikke-metall. Det tilhører gruppen av halogener (opprinnelig ble navnet "halogen" brukt av den tyske kjemikeren Schweiger for klor [bokstavelig talt, "halogen" er oversatt som salt), men det slo ikke rot, og ble senere vanlig for VII gruppe av grunnstoffer, som inkluderer klor).
Det enkle stoffet klor (CAS-nummer: 7782-50-5) er under normale forhold en gulgrønn giftig gass med en skarp lukt. Klormolekylet er diatomisk (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 + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele la merke til lukten av klor, lik lukten av aqua regia, dens evne til å samhandle med gull og cinnaber, samt dens blekeegenskaper.
Imidlertid antydet Scheele, i samsvar med flogistonteorien som var rådende i kjemi på den tiden, at klor er deflogistikert saltsyre, det vil si saltsyreoksid. Berthollet og Lavoisier antydet at klor er et oksid av grunnstoffet murium, 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
I naturen er det to isotoper av klor 35 Cl og 37 Cl. Klor er det halogenet som finnes mest i jordskorpen. Klor er veldig aktivt - det kombineres direkte med nesten alle elementene i det periodiske systemet. Derfor forekommer det i naturen bare i form av forbindelser i sammensetningen av mineraler: halitt NaCl, sylvin KCl, sylvinitt KCl NaCl, bischofitt MgCl 2 6H2O, karnallitt KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitt KCl MgSO 4 3H 2 O. De største reservene 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 % klorioner i massevis. Hos mennesker og dyr finnes klor hovedsakelig i intercellulære væsker (inkludert blod) og spiller en viktig rolle i reguleringen av osmotiske prosesser, samt i prosesser knyttet til nervecellenes funksjon.
Isotopisk sammensetning
I naturen er det 2 stabile isotoper av klor: 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 | Forfallstype | kjernefysisk spinn |
|---|---|---|---|---|
| 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 |
| 39Cl | 38.968009 | 55,6 minutter | β-forfall i 39 Ar | 3/2 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1.38 minutter | β-forfall i 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 c | 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°С |
| Tetthet (gass, n.o.s.) | 3,214 g/l |
| Affinitet for elektronet 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) |
| Entalpi av fusjon | 6,406 (kJ/mol) |
| Kokende entalpi | 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 en romgruppe cmca og parametere a=6,29 b=4,50, c=8,21. Under 100 K forvandles den ortorhombiske modifikasjonen av krystallinsk klor til den tetragonale, som har en romgruppe P4 2 /ncm og gitterparametere a=8,56 og c=6,12.
Løselighet
| Løsemiddel | Løselighet g/100 g |
|---|---|
| Benzen | Løselig |
| 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 | Svært løselig |
| TiCl4, SiCl4, SnCl4 | Løselig |
I lys eller ved oppvarming reagerer den aktivt (noen ganger med en eksplosjon) med hydrogen ved hjelp av en radikal mekanisme. Blandinger av klor med hydrogen, som inneholder fra 5,8 til 88,3 % hydrogen, eksploderer når de bestråles med dannelse av hydrogenklorid. En blanding av klor og hydrogen i små konsentrasjoner brenner med en fargeløs eller gulgrønn flamme. Maksimal temperatur på hydrogen-klorflammen er 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 hypoklor (og ved oppvarming av perklorsyre) og saltsyre, 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 med flere bindinger:
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -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 - - 2e - → Cl 2 0 Katode: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH-
Siden elektrolysen av vann foregår parallelt med elektrolysen av natriumklorid, kan den totale 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 kvikksølvkatodeelektrolyse den enkleste og mest praktiske metoden, men denne metoden forårsaker betydelig miljøskade på grunn av fordampning og lekkasje av metallisk kvikksølv.
Diafragmametode med solid katode
Cellens hulrom er delt av en porøs asbest-skillevegg - diafragma - inn i katode- og anoderommet, hvor katoden og anoden til cellen er plassert. Derfor kalles en slik elektrolysator ofte diafragmaelektrolyse, og produksjonsmetoden er diafragmaelektrolyse. En strøm av mettet anolytt (NaCl-løsning) kommer kontinuerlig inn i anoderommet til diafragmacellen. 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 den er 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, under påvirkning av en kvikksølvpumpe, sirkulerer kvikksølv og passerer gjennom elektrolysatoren og nedbryteren. Katoden til cellen er en strøm av kvikksølv. Anoder - grafitt eller liten 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 det frigjorte natriumet oppløses i kvikksølv ved katoden og danner et amalgam.
Laboratoriemetoder
I laboratorier, for å oppnå 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
Det produserte kloret lagres i spesielle "tanker" eller pumpes inn i høytrykks stålsylindere. Sylindre med flytende klor under trykk har en spesiell farge - myrfarge. Det skal bemerkes at ved langvarig bruk av klorsylindere samler det seg ekstremt eksplosivt nitrogentriklorid i dem, og derfor må klorsylindere fra tid til annen rutinemessig spyles og renses for nitrogenklorid.
Kvalitetsstandarder for klor
I følge GOST 6718-93 "Flytende klor. Spesifikasjoner» produseres følgende klorkvaliteter
applikasjon
Klor brukes i mange industrier, vitenskap og innenlandske behov:
- Ved produksjon av polyvinylklorid, plastforbindelser, syntetisk gummi, som brukes til å lage: isolasjon for ledninger, vindusprofiler, emballasjematerialer, klær og sko, linoleums- og grammofonplater, lakk, utstyr og skumplast, leker, instrumentdeler, byggematerialer. Polyvinylklorid produseres ved å polymerisere vinylklorid, som i dag oftest oppnås fra etylen i en klorbalansert metode gjennom et mellomprodukt 1,2-dikloretan.
- Blekeegenskapene til klor har vært kjent siden antikken, selv om det ikke er klor i seg selv som "bleker", men atomært oksygen, som dannes under nedbrytning av hypoklorsyre: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Denne metoden for å bleke tekstiler, papir, papp har blitt brukt i århundrer.
- Produksjon av klororganiske insektmidler - stoffer som dreper insekter som er skadelige for avlinger, men som er trygge for planter. En betydelig del av det produserte kloret brukes på å skaffe plantevernmidler. Et av de viktigste insektmidlene er heksaklorcykloheksan (ofte referert til som heksakloran). Dette stoffet ble først syntetisert tilbake i 1825 av Faraday, men fant praktisk anvendelse først etter mer enn 100 år - 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 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. Til desinfeksjon av drikkevann brukes klor, klordioksid, kloramin og blekemiddel. SanPiN 2.1.4.1074-01 fastsetter følgende grenser (korridor) for tillatt innhold av fritt restklor i drikkevann fra 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 de kan ikke tilby et alternativ til den desinfiserende ettervirkningen av klorforbindelser. Materialene som vannrør er laget av samhandler forskjellig med klorert springvann. Fri klor i springvann reduserer levetiden til rørledninger basert på polyolefiner betydelig: polyetylenrør av forskjellige typer, inkludert tverrbundet polyetylen, mer kjent som PEX (PEX, PE-X). I USA, for å kontrollere opptak av rørledninger laget av polymermaterialer for bruk i vannforsyningssystemer med klorert vann, ble 3 standarder tvunget til å bli vedtatt: ASTM F2023 for rør, membraner og skjelettmuskler. Disse kanalene utfører viktige funksjoner i reguleringen 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, i mindre grad med mineralokortikoider og aktiviteten til Na + /K + - ATP-ase. 10-15% av alt klor akkumuleres i celler, fra denne mengden fra 1/3 til 1/2 - i erytrocytter. Omtrent 85 % av klor er i det ekstracellulære rommet. Klor skilles ut fra kroppen hovedsakelig med 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. Spedbarnet får den nødvendige mengden klor gjennom morsmelken, som inneholder 11 mmol / l klor. NaCl er nødvendig for produksjon av saltsyre i magen, som fremmer fordøyelsen og ødeleggelsen av patogene bakterier. For øyeblikket er klorens rolle i forekomsten av visse sykdommer hos mennesker ikke godt forstått, 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, bein - 0,09%; i blodet - 2,89 g / l. I kroppen til en gjennomsnittlig person (kroppsvekt 70 kg) 95 g klor. Hver dag med mat får en person 3-6 g klor, som i overkant 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 dannelsen av oksygen i prosessen med fotosyntese av isolerte kloroplaster, stimulerer hjelpeprosesser for fotosyntese, først og fremst de som er forbundet med akkumulering av energi. Klor har en positiv effekt på absorpsjonen av oksygen, kalium, kalsium og magnesiumforbindelser av røttene. En for høy konsentrasjon av klorioner i planter kan også ha en negativ side, for eksempel redusere innholdet av klorofyll, redusere aktiviteten til fotosyntese, forsinke veksten og utviklingen av Baskunchak klorplanter). Klor var en av de første kjemiske giftene som ble brukt
– Ved hjelp av analytisk laboratorieutstyr, laboratorie- og industrielektroder, spesielt: referanseelektroder ESr-10101 som analyserer innholdet av Cl- og K+.
Klor forespørsler, vi er funnet av klor forespørsler
Interaksjon, forgiftning, vann, reaksjoner og innhenting av klor
- oksid
- løsning
- syrer
- forbindelser
- egenskaper
- definisjon
- dioksid
- formel
- vekt
- aktiv
- væske
- substans
- applikasjon
- handling
- oksidasjonstilstand
- hydroksid
Egenskaper til oksider
oksider- dette er komplekse kjemikalier, som er kjemiske forbindelser av enkle grunnstoffer med oksygen. De er saltdannende Og ikke danner salter. I dette tilfellet er saltdannende av 3 typer: hoved-(fra ordet "stiftelse"), surt Og amfoterisk. Et eksempel på oksider som ikke danner salter kan være: NO (nitrogenoksid) - er en fargeløs gass, luktfri. Det dannes under et tordenvær i atmosfæren. CO (karbonmonoksid) er en luktfri gass som produseres ved forbrenning av kull. Det er ofte referert til som karbonmonoksid. Det er andre oksider som ikke danner salter. La oss nå se nærmere på hver type saltdannende oksider.
Grunnleggende oksider– Dette er komplekse kjemiske stoffer relatert til oksider som danner salter ved kjemisk reaksjon med syrer eller sure oksider og ikke reagerer med baser eller basiske oksider. For eksempel inkluderer de viktigste følgende: K 2 O (kaliumoksid), CaO (kalsiumoksid), FeO (2-valent jernoksid).
Ta i betraktning kjemiske egenskaper til oksider ved eksempler
1. Interaksjon med vann: - interaksjon med vann for å danne en base (eller alkali) CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 (en velkjent kalkleskingsreaksjon, som avgir mye varme!)
2. Interaksjon med syrer: - interaksjon med syre for å danne salt og vann (løsning av salt i vann) CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + H 2 O (Krystaller av dette stoffet CaSO 4 er kjent for alle under navnet "gips").
3. Interaksjon med sure oksider: dannelsen av salt CaO + CO 2 \u003d CaCO 3 (Dette stoffet er kjent for alle - vanlig kritt!)
Syreoksider- Dette er komplekse kjemikalier relatert til oksider som danner salter når de interagerer kjemisk med baser eller basiske oksider og som ikke interagerer med sure oksider. Eksempler på sure oksider kan være: CO 2 (alle kjenner karbondioksid), P 2 O 5 - fosforoksid(produsert ved forbrenning i luft) hvitt fosfor), SO 3 - svoveltrioksid - dette stoffet brukes til å oppnå svovelsyre.
Kjemisk reaksjon med vann CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 er et stoff - karbonsyre - en av de svake syrene, den tilsettes sprudlende vann for "bobler" av gass. Når temperaturen stiger, reduseres løseligheten av gassen i vann, og overskuddet kommer ut i form av bobler. - reaksjon med alkalier (baser): CO 2 +NaOH=Na 2 CO 3 - det resulterende stoffet (saltet) er mye brukt i økonomien. Navnet - soda eller vaskebrus - er et utmerket vaskemiddel for brente panner, fett, brannskader. Jeg anbefaler ikke å jobbe med bare hender! - reaksjon med basiske oksider: CO 2 + MgO \u003d MgCO 3 - det resulterende saltet - magnesiumkarbonat - kalles også "bittersalt".
Amfotere oksider- dette er komplekse kjemikalier, også relatert til oksider, som danner salter under kjemisk interaksjon med syrer (eller sure oksider) og baser (eller basiske oksider). Den vanligste bruken av ordet "amfoterisk" i vårt tilfelle refererer til metalloksider. Et eksempel amfotere oksider kan være: ZnO - sinkoksid (et hvitt pulver som ofte brukes i medisin for fremstilling av masker og kremer), Al 2 O 3 - aluminiumoksid (også kalt "alumina").
De kjemiske egenskapene til amfotere oksider er unike ved at de kan inngå kjemiske reaksjoner tilsvarende både baser og syrer. For eksempel: - reaksjon med surt oksid: ZnO + H 2 CO 3 \u003d ZnCO 3 + H 2 O - Det resulterende stoffet er en løsning av "sinkkarbonat" salt i vann. - reaksjon med baser: ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O - det resulterende stoffet er et dobbeltsalt av natrium og sink.
Innhenting av oksider produsert på ulike måter. Dette kan skje på fysiske og kjemiske måter. Den enkleste måten er den kjemiske interaksjonen mellom enkle grunnstoffer og oksygen. For eksempel er resultatet av en forbrenningsprosess eller et av produktene fra denne kjemiske reaksjonen oksider. For eksempel, hvis en glødende jernstang, og ikke bare jern (du kan ta sink Zn, tinn Sn, bly Pb, kobber Cu, - generelt det som er for hånden) plasseres i en kolbe med oksygen, så kjemisk oksidasjonsreaksjon av jern vil oppstå, som ledsages av et sterkt blink og gnister. Produktet av reaksjonen vil være et svart pulver av jernoksid FeO: 2Fe + O 2 \u003d 2FeO Kjemiske reaksjoner med andre metaller og ikke-metaller er helt like, For eksempel: Sink brenner i oksygen for å danne sinkoksid 2Zn + O 2 \u003d 2ZnO Forbrenningen av kull er ledsaget av dannelsen av to oksider samtidig: karbonmonoksidgass og karbondioksid 2C + O 2 \u003d 2CO - dannelsen av karbonmonoksid. C + O 2 \u003d CO 2 - dannelsen av karbondioksid. Denne gassen dannes hvis det er mer enn nok oksygen, det vil si at reaksjonen i alle fall fortsetter først med dannelsen av karbonmonoksid, og deretter oksideres karbonmonoksidet og blir til karbondioksid. Innhenting av oksider kan gjøres på en annen måte - ved dekomponering kjemisk reaksjon. For å oppnå jernoksid eller aluminiumoksid er det for eksempel nødvendig å kalsinere de tilsvarende basene av disse metaller: Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O 2Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O, og også under dekomponering av individuelle syrer: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2 - dekomponering av karbonsyre H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2 - dekomponering av svovelsyre Innhenting av oksider kan lages av metallsalter med sterk oppvarming, for eksempel: CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 - kalsiumoksid (eller brent kalk) og karbondioksid oppnås ved kalsinering av kritt. Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2 - i denne dekomponeringsreaksjonen oppnås to oksider samtidig: kobber CuO (svart) og nitrogen NO 2 (det kalles også brun gass på grunn av dens virkelig brune farge ). En annen måte oksider kan oppnås på er redoksreaksjoner, for eksempel Cu + 4HNO 3 (kons.) \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (kons.) \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
Kloroksider
Følgende er kjent kloroksider: Cl20, Cl02, Cl206, Cl207. Alle av dem, med unntak av Cl 2 O 7 , er gule eller oransje i fargen og er ikke stabile, spesielt ClO 2, Cl 2 O 6 . Alle kloroksider eksplosive og er svært sterke oksidasjonsmidler. Reagerer med vann, danner de tilsvarende oksygenholdig Og klorholdig syrer: Så, Cl 2 O - surt kloroksid hypoklorsyre. Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO - Hypoklorsyre ClO 2 - surt kloroksid hypoklor og hypoklorsyre, siden under en kjemisk reaksjon med vann danner den to av disse syrene samtidig: ClO 2 + H 2 O \u003d HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - også surt kloroksid klorsyre og perklorsyre: Cl 2 O 6 + H 2 O \u003d HClO 3 + HClO 4 Og til slutt, Cl 2 O 7 - en fargeløs væske - surt kloroksid perklorsyre: Cl 2 O 7 + H 2 O = HClO 4
nitrogenoksider
Nitrogen er en gass som danner 5 forskjellige forbindelser med oksygen - 5 nitrogenoksider. Nemlig: - N 2 O - nitrogen hemioksid. Det andre navnet er kjent i medisin under navnet lattergass eller nitrogenoksid– Den er fargeløs søtlig og behagelig å smake på gassen. -NEI- nitrogenmonoksid En fargeløs, luktfri, smakløs gass. - N 2 O 3 - salpetersyreanhydrid- fargeløst krystallinsk stoff - NO 2 - nitrogendioksid. Det andre navnet er brun gass- gassen har virkelig en brun-brun farge - N 2 O 5 - salpetersyreanhydrid- blå væske som koker ved 3,5 0 C
Av alle disse listede nitrogenforbindelsene er NO - nitrogenmonoksid og NO 2 - nitrogendioksid av de største interessene i industrien. nitrogenmonoksid(NEI) og nitrogenoksid N 2 O reagerer ikke med verken vann eller alkalier. salpetersyreanhydrid(N 2 O 3) danner ved reaksjon med vann en svak og ustabil salpetersyre HNO 2, som gradvis blir til et mer stabilt kjemisk stoff i luft salpetersyre. Vurder noen kjemiske egenskaper til nitrogenoksider: Reaksjon med vann: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2 - 2 syrer dannes umiddelbart: salpetersyre HNO 3 og salpetersyre. Reaksjon med alkali: 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - to salter dannes: natriumnitrat NaNO 3 (eller natriumnitrat) og natriumnitritt (salt av salpetersyre). Reaksjon med salter: 2NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - to salter dannes: natriumnitrat og natriumnitritt, og karbondioksid frigjøres.
Skaff nitrogendioksid (NO 2) fra nitrogenmonoksid (NO) ved å bruke den kjemiske reaksjonen til forbindelsen c oksygen: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
jernoksider
Jern former to oksid: FeO- jernoksid(2-valent) - svart pulver, som oppnås ved reduksjon jernoksid(3-valent) karbonmonoksid i henhold til følgende kjemiske reaksjon: Fe 2 O 3 +CO --> 2FeO+CO 2 Dette basiske oksidet reagerer lett med syrer. Den har reduserende egenskaper og oksideres raskt til jernoksid(3-valent). FeO +O 2 --> 2Fe 2 O 3 jernoksid(3-valent) - rødbrunt pulver (hematitt), som har amfotere egenskaper (det kan samhandle med både syrer og alkalier). Men de sure egenskapene til dette oksidet er så svakt uttrykt at det oftest brukes som basisk oksid. Det finnes også såkalte blandet jernoksid Fe304. Det dannes under forbrenning av jern, leder elektrisitet godt og har magnetiske egenskaper (det kalles magnetisk jernmalm eller magnetitt). Hvis jern brenner ut, dannes det som et resultat av forbrenningsreaksjonen skala, bestående av to oksider samtidig: jernoksid(III) og (II) valens.
Klor danner med oksygen en rekke oksider, det totale antallet er så mange som fem typer. Alle kan beskrives med den generelle formelen ClxOy. I dem varierer klorvalensen fra 1 til 7.
Valensen til forskjellige kloroksider er forskjellig: Cl2O - 1, Cl2O3 - 3, ClO2 - 4, Cl2O6 - 6, Cl2O7 - 7.
Klor(I)oksid brukes til å produsere hypokloritt, som er sterke bleke- og desinfeksjonsmidler.
Klor(II)oksid brukes aktivt til bleking av mel, cellulose, papir og andre ting, samt til sterilisering og desinfeksjon.
Klor(VI)-oksid og klor(VII)-oksid brukes til syntese av organiske forbindelser.
Å oppnå Cl2O
Dette oksidet produseres i produksjon med stor kapasitet på to måter.
1. Etter Peluza-metoden. En reaksjon utføres mellom gassformig klor og kvikksølvoksid. Avhengig av forholdene kan det dannes en annen kvikksølvforbindelse, men målproduktet forblir. Deretter blir gassformig kloroksid flytende ved en temperatur på - Celsius.
Reaksjonsligninger som beskriver Peluza-metoden:
2HgO + Cl2 = Hg2OCl2 + Cl2O
HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O
2. Samspillet mellom klor og reaksjonen:
2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 + Cl2O + 2NaCl
Natriumkarbonatet kan erstattes med andre alkali- eller jordalkalimetallkarbonater.
Oppnå ClO2
Den eneste industrielle metoden for å produsere klordioksid er basert på samspillet mellom natriumklorat og svoveldioksid i et surt miljø. Resultatet av denne interaksjonen er reaksjonen:
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + ClO2
Oppnå Cl2O6
I industrien oppnås Cl2O6 ved interaksjon av klordioksid med ozon:
2ClO2 + 2O3 = 2O2 + Cl2O6
Oppnå Cl2O7
1. Forsiktig oppvarming av perklorsyre med fosforsyreanhydrid resulterer i separering av en oljeaktig væske som er klor(VII)oksid. Hele prosessen er beskrevet av reaksjonen:
2HClO4 + P4O10 = H2P4O11 + Cl2O7
2. Den andre måten å oppnå dette oksidet på er forbundet med elektrisitet. Hvis du utfører en løsning av perklorsyre, kan Cl2O7 påvises i anoderommet.
3. Vakuumoppvarming av overgangsmetallperklorater fører til dannelse av kloroksid (VII). Det mest oppvarmede perklorat eller molybden.
Fysiske egenskaper til oksider
Cl2O: Under standardforhold en brungul gass med klorlukt, og ved temperaturer under +2 grader Celsius en gyllenrød væske. Eksplosiv i høye konsentrasjoner.
ClO2: under standardforhold - en gass med en karakteristisk rød-gul lukt, ved temperaturer under +10 grader Celsius - en rød-brun væske. Eksploderer i nærvær av lys, i nærvær av reduksjonsmidler og ved oppvarming.
Cl2O6: ustabil gass som begynner å dekomponere ved temperaturer mellom 0 og +10 grader Celsius for å danne klordioksid, ved 20 grader Celsius dannes klor. På grunn av dannelsen av klordioksid er det eksplosivt.
Cl2O7: En fargeløs oljeaktig væske som eksploderer når den varmes opp over 120 grader Celsius. Kan detonere ved støt.
Oksyder eller oksider er forbindelser av ulike grunnstoffer med oksygen. Nesten alle grunnstoffer danner slike forbindelser. Klor, som andre halogener, er karakterisert i slike forbindelser ved en positiv oksidasjonstilstand. Alle oksider av klor er ekstremt ustabile stoffer, noe som er typisk for oksidene av alle halogener. Det er kjent fire stoffer, hvor molekylene inneholder klor og oksygen.
- En gassformig forbindelse fra gul til rødaktig med en karakteristisk lukt (som minner om lukten av Cl2-gass) er kloroksid (I). Kjemisk formel Cl2O. Smeltepunkt minus 116 °C, kokepunkt pluss 2 °C. Under normale forhold er dens tetthet 3,22 kg / m³.
- En gul eller gul-oransje gass med en karakteristisk lukt er klor (IV) oksid. Kjemisk formel ClO2. Smeltepunkt minus 59 °C, kokepunkt pluss 11 °C.
- Rødbrun væske - kloroksid (VI). Kjemisk formel Cl2O6. Smeltepunkt pluss 3,5 °C, kokepunkt pluss 203 °C.
- Fargeløs oljeaktig væske - kloroksid (VII). Kjemisk formel Cl2O7. Smeltepunkt minus 91,5 °C, kokepunkt pluss 80 °C.
Kloroksid, med en oksidasjonstilstand på +1, er anhydridet til den svake monobasiske hypoklorsyren (HClO). Det oppnås i henhold til Pelouse-metoden ved interaksjon av kvikksølvoksid med gassformig klor i henhold til en av reaksjonsligningene: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 eller 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Betingelsene for at disse reaksjonene skal oppstå er forskjellige. Kloroksid (I) kondenseres ved en temperatur på minus 60 ° C, fordi det ved en høyere temperatur brytes ned, eksploderer, og i konsentrert form er det eksplosivt. En vandig løsning av Cl2O oppnås ved klorering av jordalkali- eller alkalimetallkarbonater i vann. Oksydet er svært løselig i vann, og det dannes hypoklorsyre: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. I tillegg løses det også opp i karbontetraklorid.
Kloroksid med en oksidasjonstilstand på +4 kalles ellers dioksid. Dette stoffet er løselig i vann, svovelsyre og eddiksyre, acetonitril, karbontetraklorid, og også i andre organiske løsningsmidler, med en økning i polariteten som dets løselighet øker. Under laboratorieforhold oppnås det ved interaksjon med oksalsyre: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Siden klor (IV) oksid er et eksplosivt stoff, kan det ikke lagres i løsning. For disse formål brukes silikagel, på overflaten som ClO2 kan lagres i adsorbert form i lang tid, samtidig er det mulig å kvitte seg med klorurenheter som forurenser den, siden den ikke absorberes av silika gel. Under industrielle forhold oppnås ClO2 ved reduksjon med svoveldioksid, i nærvær av svovelsyre, natriumklorat: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Den brukes som blekemiddel, som papir eller cellulose, etc., samt til sterilisering og desinfeksjon av ulike materialer.
Kloroksid med en oksidasjonstilstand på +6 spaltes ved smelting i henhold til reaksjonsligningen: Cl2O6 → 2ClO3. Kloroksid (VI) oppnås ved å oksidere dioksid med ozon: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Dette oksidet er i stand til å samhandle med alkaliløsninger og med vann. I dette tilfellet oppstår disproporsjonsreaksjoner. For eksempel, når du interagerer med kaliumhydroksid: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, er resultatet kaliumklorat og perklorat.
Klor kalles også klorsyreanhydrid eller diklorheptoksid er et sterkt oksidasjonsmiddel. Den er i stand til å eksplodere ved støt eller ved oppvarming. Imidlertid er dette stoffet mer stabilt enn oksider med en oksidasjonstilstand på +1 og +4. Dens nedbrytning til klor og oksygen akselereres på grunn av tilstedeværelsen av lavere oksider og med en økning i temperaturen fra 60 til 70 ° C. Kloroksid (VII) er i stand til å løse seg sakte i kaldt vann; som et resultat av reaksjonen dannes H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Diklorheptoksid oppnås ved forsiktig oppvarming av perklorsyre med fosforsyreanhydrid: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 kan også oppnås ved å bruke oleum i stedet for fosforsyreanhydrid.
Seksjonen for uorganisk kjemi som studerer halogenoksider, inkludert kloroksider, har blitt aktivt utviklet de siste årene, siden disse forbindelsene er energikrevende. De er i stand til å avgi energi øyeblikkelig i forbrenningskamrene, og hastigheten på returen kan reguleres. En annen grunn til interesse er muligheten for å syntetisere nye grupper av uorganiske forbindelser, for eksempel er kloroksid (VII) stamfaren til perklorater.
| Klor(VII)oksid | |
| Dichlorine-heptoxide-3D-balls.png | |
| Er vanlig | |
|---|---|
| Systematisk Navn |
Klor(VII)oksid |
| Chem. formel | Cl2O7 |
| Fysiske egenskaper | |
| Stat | væske |
| Molar masse | 182,901 g/mol |
| Termiske egenskaper | |
| T. smelte. | -91,5°C |
| T. kip. | 82°C |
| T. des. | 120°C |
| Entalpi av formasjon | 251,0 kJ/mol |
| Klassifisering | |
| Reg. CAS-nummer | |
| PubChem | Lua-feil i Module:Wikidata på linje 170: forsøk på å indeksere feltet "wikibase" (en nullverdi). |
| Reg. EINECS-nummer | Lua-feil i Module:Wikidata på linje 170: forsøk på å indeksere feltet "wikibase" (en nullverdi). |
| SMIL | |
| InChI | |
| Codex Alimentarius | Lua-feil i Module:Wikidata på linje 170: forsøk på å indeksere feltet "wikibase" (en nullverdi). |
| RTECS | Lua-feil i Module:Wikidata på linje 170: forsøk på å indeksere feltet "wikibase" (en nullverdi). |
| ChemSpider | Lua-feil i Module:Wikidata på linje 170: forsøk på å indeksere feltet "wikibase" (en nullverdi). |
| Data er basert på standardforhold (25 °C, 100 kPa) med mindre annet er angitt. | |
Klor(VII)oksid(diklorheptoksid) Cl 2 O 7, ( perklorsyreanhydrid) er et surt oksid. Det høyeste kloroksidet, der det har en oksidasjonstilstand på +7.
Cl 2 O 7-molekylet har strukturen O 3 Cl-O-ClO 3 (dCl-O \u003d 0,1709 nm, i grupper ClO 3 - 0,1405 nm, vinkel ClOCl \u003d 118,6 °, OClO 115 °C, symmetrisk 115 °C). C2, er molekylet polart (μ = 2,40 10 −30 C m).
Egenskaper
Klorsyreanhydrid er en fargeløs oljeaktig væske. Cl 2 O 7 eksploderer ved oppvarming over 120 °C og ved støt, men det er mer stabilt enn kloroksid og -dioksid. Flytende Cl 2 O 7 er stabil opp til 60-70 ° C, men blandingen av lavere kloroksider akselererer forfallet betydelig:
texvc ikke funnet; Se matematikk/README for oppsetthjelp.): \mathsf(2Cl_2O_7 \rightarrow 2Cl_2 + 7O_2)ΔH = 135 kJ/mol Løser seg sakte i kaldt vann for å danne perklorsyre:
Kan ikke analysere uttrykk (kjørbar filtexvc ikke funnet; Se matematikk/README for oppsetthjelp.): \mathsf(Cl_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HClO_4)
Klorsyreanhydrid er et sterkt oksidasjonsmiddel.
Kvittering
Cl 2 O 7 oppnås ved forsiktig oppvarming av perklorsyre med fosforsyreanhydrid eller oleum:
Kan ikke analysere uttrykk (kjørbar filtexvc ikke funnet; Se matematikk/README for oppsetthjelp.): \mathsf(2HClO_4 + P_4O_(10) \rightarrow Cl_2O_7 + H_2P_4O_(11))
Klor(VII)oksid oppnås også ved elektrolyse av en HClO 4 løsning på platinaelektroder under 0 °C (Cl 2 O 7 akkumuleres i anoderommet). Ren Cl 2 O 7 kan også syntetiseres ved å varme opp noen perklorater i vakuum, for eksempel Nb (ClO 4) 5 eller MoO 2 (ClO 4) 2.
Skriv en anmeldelse om artikkelen "Klor(VII) oksid"
Litteratur
- Remy G. "Course of inorganic chemistry" M .: Foreign Literature, 1963
| Kjemiske kar | Denne artikkelen om uorganisk materiale er en stubbe . Du kan hjelpe prosjektet ved å legge til det. |
Et utdrag som karakteriserer klor(VII)oksid
- Slå deg ned, Madonna! Jeg håper minst én av disse rettene vil tilfredsstille din raffinerte smak? ..Jeg følte meg så forferdelig at jeg plutselig, uventet for meg selv, ville bryte ut i latter ... Hvordan kunne jeg noen gang forestille meg at jeg en vakker dag kunne sitte ved samme bord med personen jeg ønsket å ødelegge mer enn noe annet i verden ?!. Og hun følte en merkelig klossethet, og prøvde å snakke med en gang ...
– Hva fikk deg til å invitere meg i dag, Deres Hellighet? spurte jeg forsiktig.
"Ditt hyggelige selskap," lo Caraffa, og la til etter litt ettertanke: "Jeg ville snakke med deg om noen saker som er viktige for meg, Madonna, og jeg foretrakk å gjøre dette i et mer behagelig miljø for deg.
En tjener kom inn, og bøyde seg lavt for Caraffa og begynte å smake på de første rettene. Hvor jeg i det øyeblikket angret på at jeg ikke hadde med meg den berømte florentinske urtegiften! .. Den var smertefri og smakløs, og kunne ikke bestemmes ... Denne giften virket først etter en uke. Prinser og konger ble drept med det ... Og han ville helt sikkert roe ned den gale paven for alltid!!!
Jeg ville aldri trodd at jeg kunne tenke på drap så lett... Min sjel ble sakte forsteinet, og etterlot bare rom for rettferdighet inni meg. Jeg levde for å ødelegge den. Og det spilte ingen rolle hvordan. I dette tilfellet var alle midler gode. Hovedsaken var å drepe Caraffa. Slik at uskyldige mennesker ikke lenger lider, slik at denne blodtørstige, onde personen ikke går på jorden.
Så jeg satt ved siden av ham nå, tok imot godbiter med et smil, og snakket sekulært om en rekke emner ... samtidig intenst på jakt etter i det minste en svakhet som ville gi meg muligheten til å endelig bli kvitt hans "helgen" tilstedeværelse ...
Middagen nærmet seg midten, og vi "diskuterte" fortsatt sekulært noen sjeldne bøker, musikk og kunst, som om han ikke hadde noe veldig seriøst mål på hjertet, på grunn av dette inviterte han meg til sine kamre i en så upassende, sen time .
Det virket som om Caraffa likte samtalen oppriktig, og tilsynelatende glemte den "spesielt viktige" samtalen hans fullstendig. Og vi må gi ham rett - han var utvilsomt den mest interessante samtalepartneren ... hvis du glemmer hvem han egentlig var ... For å overdøve den økende angsten i sjelen min, spøkte jeg så mye som mulig. Caraffa lo lystig av vitsene mine og fortalte andre som svar. Han var hjelpsom og hyggelig. Men til tross for all hans sekulære tapperhet, følte jeg at han også var lei av å late som ... Og selv om Caraffas utholdenhet virkelig var upåklagelig, forsto jeg på det feberaktige glimtet av de svarte øynene hans at alt endelig nærmet seg slutten .. Luften rundt oss bokstavelig talt "sprakk" av den økende forventningen. Samtalen avtok gradvis og ble til en utveksling av enkle sekulære bemerkninger. Og til slutt begynte Caraffa ...