Clorul în natură. Proprietățile fizice și chimice ale clorului. Metode de clor pentru producerea clorului
În 1774, Karl Scheele, un chimist din Suedia, a obținut pentru prima dată clorul, dar se credea că nu este un element separat, ci un tip de acid clorhidric (calorizator). Clorul elementar a fost obținut în începutul XIX secolul G. Davy, care a descompus sarea de masă în clor și sodiu prin electroliză.
Clorul (din greaca χλωρός - verde) este un element din grupa XVII a tabelului periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev, are număr atomic 17 și masă atomică 35.452. Denumirea acceptată Cl (din latină clor).
Fiind în natură
Clorul este cel mai abundent halogen din scoarța terestră, cel mai adesea sub formă de doi izotopi. Datorită activității chimice, se găsește numai sub formă de compuși ai multor minerale.
Clorul este un gaz otrăvitor galben-verde care are un miros puternic, neplăcut și un gust dulceag. După descoperirea sa, s-a propus să fie numit clorul halogen, este inclus în grupul cu același nume ca unul dintre cele mai active nemetale chimic.
Necesarul zilnic de clor
Adult normal om sanatos ar trebui să primească 4-6 g de clor pe zi, nevoia acestuia crește odată cu activitatea fizică activă sau vremea caldă (cu transpirație crescută). De obicei norma zilnică organismul primește din alimente cu o dietă echilibrată.
Principalul furnizor de clor pentru organism este sarea de masă - mai ales dacă nu este tratată termic, deci este mai bine să sărați mâncărurile gata preparate. Conțin, de asemenea, clor, fructe de mare, carne și, și,.
Interacțiunea cu ceilalți
Echilibrul acido-bazic și hidric al organismului este reglat de clor.
Semne ale lipsei de clor
Lipsa clorului este cauzată de procese care duc la deshidratarea organismului - transpirație abundentă la căldură sau în timpul efortului fizic, vărsături, diaree și unele boli ale sistemului urinar. Semnele deficienței de clor sunt letargie și somnolență, slăbiciune musculară, gură uscată evidentă, pierderea gustului și lipsa poftei de mâncare.
Semne de exces de clor
Semnele excesului de clor în organism sunt: creșterea tensiunii arteriale, tuse uscată, dureri de cap și piept, dureri de ochi, lacrimare, tulburări ale tractului gastrointestinal. De regulă, un exces de clor poate fi cauzat de consumul de apă obișnuită de la robinet care trece printr-un proces de dezinfecție cu clor și apare la lucrătorii din industriile care sunt direct legate de utilizarea clorului.
Clorul în corpul uman:
- reglează echilibrul hidric și acido-bazic,
- elimină lichidele și sărurile din organism prin procesul de osmoreglare,
- stimulează digestia normală,
- normalizează starea globulelor roșii,
- curăță ficatul de grăsime.
Principala utilizare a clorului este în industria chimică, unde este folosit pentru a produce clorură de polivinil, spumă de polistiren, materiale de ambalare, precum și agenți de război chimic și îngrășăminte pentru plante. Dezinfectarea apei potabile cu clor este practic singura metodă disponibilă de purificare a apei.
În natură, clorul apare în stare gazoasă și numai sub formă de compuși cu alte gaze. În condiții apropiate de normal, este un gaz otrăvitor, caustic, de culoare verzuie. Are mai multă greutate decât aerul. Are un miros dulce. O moleculă de clor conține doi atomi. În stare calmă nu arde, ci când temperaturi mari interacționează cu hidrogenul, după care este posibilă o explozie. Ca rezultat, este eliberat gaz fosgen. Foarte otravitoare. Astfel, chiar și la concentrații scăzute în aer (0,001 mg la 1 dm 3) poate provoca moartea. clorul afirmă că este mai greu decât aerul, prin urmare, va fi întotdeauna situat lângă podea sub formă de ceață verde-gălbuie.
Fapte istorice
Pentru prima dată în practică, această substanță a fost obținută de K. Scheeley în 1774 prin combinarea acidului clorhidric și a piroluzitului. Cu toate acestea, abia în 1810 P. Davy a reușit să caracterizeze clorul și să stabilească că este un element chimic separat.
Este de remarcat faptul că în 1772 a reușit să obțină clorură de hidrogen, un compus din clor și hidrogen, dar chimistul nu a reușit să separe aceste două elemente.
Caracteristicile chimice ale clorului
Clorul este un element chimic din subgrupa principală a grupei VII a tabelului periodic. Este în a treia perioadă și are număr atomic 17 (17 protoni per nucleul atomic). Nemetal activ din punct de vedere chimic. Notat cu literele Cl.
Este un reprezentant tipic al gazelor care nu au culoare, dar au un miros înțepător, înțepător. De obicei toxic. Toți halogenii sunt bine diluați în apă. Când sunt expuși la aer umed, încep să fumeze.
Configurația electronică externă a atomului de Cl este 3s2Зр5. Prin urmare, în compuși, un element chimic prezintă niveluri de oxidare de -1, +1, +3, +4, +5, +6 și +7. Raza covalentă a atomului este de 0,96 Å, raza ionică a lui Cl- este de 1,83 Å, afinitatea electronilor atomici este de 3,65 eV, nivelul de ionizare este de 12,87 eV.
După cum sa menționat mai sus, clorul este un nemetal destul de activ, ceea ce face posibilă crearea de compuși cu aproape orice metal (în unele cazuri folosind căldură sau umiditate, înlocuind brom) și nemetale. Sub formă de pulbere, reacţionează cu metalele numai atunci când este expus la temperaturi ridicate.
Temperatura maximă de ardere este de 2250 °C. Cu oxigenul poate forma oxizi, hipocloriți, cloriți și clorați. Toți compușii care conțin oxigen devin explozivi atunci când interacționează cu substanțele oxidante. Este demn de remarcat faptul că pot exploda în mod arbitrar, în timp ce clorații explodează numai atunci când sunt expuși oricăror inițiatori.
Caracteristicile clorului după poziție în sistemul periodic:
Substanță simplă;
. element din grupa a șaptesprezecea a tabelului periodic;
. a treia perioadă din al treilea rând;
. a șaptea grupă a subgrupului principal;
. numărul atomic 17;
. notat cu simbolul Cl;
. nemetal reactiv;
. este în grupa halogenului;
. în condiții apropiate de normal, este un gaz otrăvitor de culoare verde-gălbui cu miros înțepător;
. o moleculă de clor are 2 atomi (formula Cl 2).
Proprietățile fizice ale clorului:
Punct de fierbere: -34,04 °C;
. punct de topire: -101,5 °C;
. densitate în stare gazoasă - 3,214 g/l;
. densitatea clorului lichid (în perioada de fierbere) - 1,537 g/cm3;
. densitatea clorului solid - 1,9 g/cm 3 ;
. volum specific - 1.745 x 10 -3 l/g.
Clorul: caracteristicile schimbărilor de temperatură
În stare gazoasă tinde să se lichefieze ușor. La o presiune de 8 atmosfere și o temperatură de 20 ° C, arată ca un lichid galben-verzui. Are proprietăți corozive foarte ridicate. După cum arată practica, acest element chimic poate menține o stare lichidă până la o temperatură critică (143 ° C), supusă presiunii crescute.
Dacă este răcit la o temperatură de -32 ° C, se va transforma în lichid indiferent de presiunea atmosferică. Odată cu o scădere suplimentară a temperaturii, are loc cristalizarea (la -101 ° C).
Clorul în natură
Scoarța terestră conține doar 0,017% clor. Cea mai mare parte se găsește în gazele vulcanice. După cum sa menționat mai sus, substanța are o activitate chimică mare, drept urmare se găsește în natură în compuși cu alte elemente. Cu toate acestea, multe minerale conțin clor. Caracteristicile elementului permit formarea a aproximativ o sută de minerale diferite. De regulă, acestea sunt cloruri metalice.
De asemenea, o mare cantitate se găsește în Oceanul Mondial - aproape 2%. Acest lucru se datorează faptului că clorurile se dizolvă foarte activ și sunt transportate de râuri și mări. Procesul invers este de asemenea posibil. Clorul este spălat înapoi pe țărm, iar apoi vântul îl poartă în jurul zonei înconjurătoare. De aceea, concentrația sa cea mai mare se observă în zonele de coastă. În regiunile aride ale planetei, gazul pe care îl luăm în considerare se formează prin evaporarea apei, în urma căreia apar mlaștini sărate. Aproximativ 100 de milioane de tone din această substanță sunt extrase anual în lume. Ceea ce, însă, nu este surprinzător, deoarece există multe depozite care conțin clor. Cu toate acestea, caracteristicile sale depind în mare măsură de locația sa geografică.
Metode de producere a clorului
Astăzi există o serie de metode de producere a clorului, dintre care cele mai comune sunt următoarele:
1. Diafragma. Este cel mai simplu și cel mai puțin costisitor. Soluția de saramură în electroliza diafragmei intră în spațiul anodic. Apoi curge prin grila catodului de oțel în diafragmă. Conține o cantitate mică de fibre polimerice. O caracteristică importantă a acestui dispozitiv este contracurent. Este direcționat din spațiul anodic către spațiul catodic, ceea ce face posibilă obținerea separată de clor și alcalii.
2. Membrană. Cel mai eficient energetic, dar greu de implementat într-o organizație. Similar cu diafragma. Diferența este că spațiile anodului și catodic sunt complet separate de o membrană. Prin urmare, ieșirea este două fluxuri separate.
Este demn de remarcat faptul că caracteristicile substanței chimice elementul (clorul) obținut prin aceste metode va fi diferit. Metoda membranei este considerată a fi mai „curată”.
3. Metoda mercurului cu catod lichid. În comparație cu alte tehnologii, această opțiune vă permite să obțineți cel mai pur clor.
Schema de bază a instalației constă dintr-un electrolizor și o pompă interconectată și un descompozitor de amalgam. Mercurul pompat împreună cu o soluție de sare de masă servește drept catod, iar electrozii de carbon sau grafit servesc drept anod. Principiul de funcționare al instalației este următorul: clorul este eliberat din electrolit, care este îndepărtat din electrolizor împreună cu anolit. Impuritățile și clorul rezidual sunt îndepărtați din acesta din urmă, re-saturați cu halit și readus la electroliză.
Cerințele de siguranță industrială și producția neprofitabilă au dus la înlocuirea catodului lichid cu unul solid.
Utilizarea clorului în scopuri industriale
Proprietățile clorului îi permit să fie utilizat activ în industrie. Cu ajutorul acestui element chimic se obtin diverse (clorura de vinil, cauciuc clor etc.) medicamente si dezinfectanti. Dar cea mai mare nișă ocupată în industrie este producția de acid clorhidric și var.
Metodele de purificare a apei potabile sunt utilizate pe scară largă. Astăzi încearcă să se îndepărteze de această metodă, înlocuind-o cu ozonarea, deoarece substanța pe care o luăm în considerare afectează negativ corpul uman, iar apa clorurată distruge conductele. Acest lucru se datorează faptului că, în stare liberă, Cl are un efect dăunător asupra țevilor din poliolefine. Cu toate acestea, majoritatea țărilor preferă metoda de clorinare.
Clorul este folosit și în metalurgie. Cu ajutorul lui, se obțin o serie de metale rare (niobiu, tantal, titan). În industria chimică, diverși compuși organoclorați sunt utilizați în mod activ pentru combaterea buruienilor și în alte scopuri agricole, elementul este folosit și ca înălbitor.
Datorită acestuia structura chimica Clorul distruge majoritatea coloranților organici și anorganici. Acest lucru se realizează prin albirea lor completă. Acest rezultat este posibil numai în prezența apei, deoarece are loc procesul de decolorare din cauza căruia se formează după descompunerea clorului: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Această metodă a găsit aplicații câteva cu secole în urmă și este popular și astăzi.
Utilizarea acestei substanțe pentru producerea de insecticide organoclorurate este foarte populară. Aceste produse agricole ucid organismele dăunătoare, lăsând plantele intacte. O parte semnificativă din tot clorul produs pe planetă este destinată nevoilor agricole.
De asemenea, este utilizat în producția de compuși din plastic și cauciuc. Ele sunt folosite pentru a face izolație de sârmă, articole de papetărie, echipamente și carcase. aparate electrocasnice etc. Există o părere că cauciucurile obținute în acest fel sunt dăunătoare pentru oameni, dar acest lucru nu este confirmat de știință.
Este de remarcat faptul că clorul (caracteristicile substanței au fost descrise în detaliu de noi mai devreme) și derivații săi, cum ar fi gazul muștar și fosgenul, sunt, de asemenea, folosiți în scopuri militare pentru a produce agenți de război chimic.
Clorul ca reprezentant proeminent al nemetalelor
Nemetalele sunt substanțe simple care includ gaze și lichide. În cele mai multe cazuri, au rezultate mai proaste electricitate decât metalele și au diferențe semnificative în caracteristicile fizice și mecanice. Cu ajutor nivel inalt ionizarea sunt capabile să formeze covalente compuși chimici. Mai jos vom oferi o descriere a unui nemetal folosind clorul ca exemplu.
După cum am menționat mai sus, acest element chimic este un gaz. În condiții normale, îi lipsește complet proprietăți similare cu cele ale metalelor. Fără ajutor extern, nu poate interacționa cu oxigenul, azotul, carbonul etc. Își manifestă proprietățile oxidante în legătură cu substanțe simple și unele complexe. Este un halogen, care se reflectă în mod clar în proprietățile sale chimice. În combinație cu alți reprezentanți ai halogenilor (brom, astatin, iod), îi înlocuiește. În stare gazoasă, clorul (caracteristicile sale sunt o confirmare directă a acestui lucru) este foarte solubil. Este un dezinfectant excelent. Ucide doar organismele vii, ceea ce îl face indispensabil în agricultură si medicina.
Utilizați ca substanță otrăvitoare
Caracteristicile atomului de clor îi permit să fie folosit ca agent otrăvitor. Gazul a fost folosit pentru prima dată de Germania pe 22 aprilie 1915, în timpul Primului Război Mondial, în urma căruia au murit aproximativ 15 mii de oameni. Pe acest momentîntrucât nu se aplică.
Să dăm descriere scurta element chimic ca asfixiant. Afectează corpul uman prin sufocare. Mai întâi irită tractul respirator superior și membrana mucoasă a ochilor. O tuse severă începe cu atacuri de sufocare. În plus, pătrunzând în plămâni, gazul corodează țesutul pulmonar, ceea ce duce la edem. Important! Clorul este o substanță cu acțiune rapidă.
În funcție de concentrația din aer, simptomele variază. La niveluri scăzute, o persoană se confruntă cu înroșirea membranei mucoase a ochilor și scurtarea ușoară a respirației. Un conținut de 1,5-2 g/m 3 în atmosferă provoacă greutate și senzații ascuțite în piept, dureri ascuțite în tractul respirator superior. Afecțiunea poate fi, de asemenea, însoțită de lacrimare severă. După 10-15 minute de stat într-o cameră cu o asemenea concentrație de clor, apar arsuri pulmonare severe și moartea. La concentrații mai dense, moartea este posibilă într-un minut de la paralizia tractului respirator superior.
Clorul în viața organismelor și a plantelor
Clorul se găsește în aproape toate organismele vii. Particularitatea este că nu este prezent sub formă pură, ci sub formă de compuși.
În organismele animale și umane, ionii de clor mențin egalitatea osmotică. Acest lucru se datorează faptului că au cea mai potrivită rază pentru pătrunderea în celulele membranei. Alături de ionii de potasiu, Cl reglează echilibrul apă-sare. În intestin, ionii de clor creează un mediu favorabil pentru acțiunea enzimelor proteolitice ale sucului gastric. Canalele de clor se găsesc în multe celule din corpul nostru. Prin intermediul acestora are loc schimbul intercelular de fluide și se menține pH-ul celulei. Aproximativ 85% din volumul total al acestui element din organism rezidă în spațiul intercelular. Este eliminat din organism prin uretra. Produs de corpul feminin în timpul alăptării.
În această etapă de dezvoltare, este dificil de spus fără echivoc ce boli sunt provocate de clor și compușii săi. Acest lucru se datorează lipsei de cercetare în acest domeniu.
Ionii de clor sunt de asemenea prezenți în celulele plantelor. El participă activ la metabolismul energetic. Fără acest element, procesul de fotosinteză este imposibil. Cu ajutorul lui, rădăcinile absorb activ substanțele necesare. Dar concentrație mare clorul din plante poate avea un efect dăunător (încetinirea procesului de fotosinteză, oprirea dezvoltării și creșterii).
Cu toate acestea, există reprezentanți ai florei care au putut să se „împrietenească” sau cel puțin să se înțeleagă cu acest element. Caracteristicile unui nemetal (clorul) conțin un astfel de element precum capacitatea unei substanțe de a oxida solurile. În procesul de evoluție, plantele menționate mai sus, numite halofite, au ocupat mlaștini sărate goale, care erau goale din cauza unei supraabundențe a acestui element. Ei absorb ionii de clor, iar apoi scapă de ei cu ajutorul căderii frunzelor.
Transportul si depozitarea clorului
Există mai multe moduri de a muta și depozita clorul. Caracteristicile elementului necesită cilindri speciali de înaltă presiune. Astfel de containere au un marcaj de identificare - o linie verticală verde. Cilindrii trebuie spălați bine lunar. Când clorul este depozitat pentru o perioadă lungă de timp, se formează un precipitat foarte exploziv - triclorura de azot. Nerespectarea tuturor regulilor de siguranță poate duce la aprindere spontană și explozie.
Studiul clorului
Viitorii chimiști ar trebui să cunoască caracteristicile clorului. Conform planului, elevii de clasa a IX-a pot realiza chiar experimente de laborator cu această substanță pe baza cunoștințelor de bază ale disciplinei. Desigur, profesorul este obligat să ofere instrucțiuni de siguranță.
Procedura de lucru este următoarea: trebuie să luați un balon cu clor și să turnați în el așchii mici de metal. În zbor, rasul se va aprinde cu scântei luminoase puternice și, în același timp, se va forma un fum de SbCl 3 alb și deschis. Când folia de staniu este scufundată într-un vas cu clor, se va aprinde și spontan, iar fulgii de zăpadă de foc vor cădea încet pe fundul balonului. În timpul acestei reacții, se formează un lichid fumos - SnCl 4. Când pilitura de fier este plasată într-un vas, se vor forma „picături” roșii și va apărea fum roșu de FeCl 3.
Împreună cu munca practica teoria se repetă. În special, o astfel de întrebare ca caracteristicile clorului după poziție în tabelul periodic (descris la începutul articolului).
Ca rezultat al experimentelor, se dovedește că elementul reacționează activ la compușii organici. Dacă puneți vată, înmuiată anterior în terebentină, într-un borcan cu clor, aceasta se va aprinde instantaneu și funingine va cădea brusc din balon. Sodiul mocnește spectaculos cu o flacără gălbuie, iar pe pereții recipientului cu substanțe chimice apar cristale de sare. Elevii vor fi interesați să afle că, în timp ce era încă tânăr chimist, N. N. Semenov (mai târziu laureat Premiul Nobel), după ce a efectuat un astfel de experiment, a colectat sare de pe pereții balonului și, a presărat-o pe pâine, a mâncat-o. Chimia s-a dovedit a fi corectă și nu l-a dezamăgit pe om de știință. În urma experimentului efectuat de chimist, sarea de masă obișnuită a rezultat!
Clor(lat. chlorum), cl, element chimic din grupa VII tabelul periodic Mendeleev, numărul atomic 17, masă atomică 35,453; aparține familiei halogeni.În condiții normale (0°C, 0,1 Mn/m2 sau 1 kgf/cm 2) gaz galben-verzui cu miros înțepător iritant. Cromul natural este format din doi izotopi stabili: 35 cl (75,77%) și 37 cl (24,23%). Izotopi radioactivi cu numere de masă de 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 și timpi de înjumătățire ( t 1/2) respectiv 0,31; 2,5; 1,56 sec; 3 , 1 ? 10 5 ani; 37.3, 55.5 și 1.4 min. 36 cl și 38 cl se folosesc ca trasori izotopi.
Referință istorică. X. a fost obținută pentru prima dată în 1774 K. Scheele interacțiunea acidului clorhidric cu piroluzitul mno 2. Cu toate acestea, abia în 1810 Davy a stabilit că clorul este un element și l-a numit clor (din grecescul chloros - galben-verde). În 1813 J.L. Gay Lussac a propus numele X pentru acest element.
Distribuție în natură. Cromul apare în natură numai sub formă de compuși. Conținutul mediu de crom din scoarța terestră (clarke) este de 1,7? 10 -2% în greutate, în roci magmatice acide - granite etc. 2.4 ? 10 -2 , in baza si ultrabaza 5 ? 10 -3. Migrația apei joacă rolul principal în istoria chimiei din scoarța terestră. Se găsește sub formă de cl ion în Oceanul Mondial (1,93%), saramură subterană și lacuri sărate. Numărul de minerale proprii (în principal cloruri naturale) 97, principalul este halite naci . De asemenea stiut depozite mari cloruri de potasiu și magneziu și cloruri amestecate: sylvin kcl, silvinita(na, k)ci, carnalită kci? mgcl 2 ? 6h 2 o, Cainit kci? mgso 4? 3h 2 o, bischofite mgci 2 ? 6h 2 o. În istoria Pământului mare importanță a existat un aport de hcl conținut în gazele vulcanice către părțile superioare Scoarta terestra.
Fizice și Proprietăți chimice. H. are t kip -34,05°С, t nл - 101°C. Densitatea cromului gazos în condiții normale este de 3,214 g/l; abur saturat la 0°C 12,21 g/l; clor lichid la un punct de fierbere de 1,557 g/cm 3 ; chimică solidă la - 102°c 1.9 g/cm 3 . Presiunea de vapori saturați a substanțelor chimice la 0°C este 0,369; la 25°c 0,772; la 100°c 3,814 Mn/m2 sau respectiv 3,69; 7,72; 38.14 kgf/cm 2 . Căldura de fuziune 90.3 kJ/kg (21,5 cal/g); căldură de vaporizare 288 kJ/kg (68,8 cal/g); capacitatea termică a gazului la presiune constantă 0,48 kJ/(kg? LA) . Constante critice X.: temperatura 144°c, presiune 7,72 Mn/m 2 (77,2 kgf/cm 2) , densitate 573 g/l, volum specific 1.745? 10 -3 l/g. Solubilitate (in g/l) X. la o presiune parţială de 0,1 Mn/m 2 , sau 1 kgf/cm 2 , în apă 14,8 (0°C), 5,8 (30°c), 2,8 (70°c); în soluția 300 g/l naci 1,42 (30°c), 0,64 (70°c). Sub 9,6°C, hidraţi de clor de compoziţie variabilă cl ? n h2o (unde n = 6 ? 8); Acestea sunt cristale cubice galbene care se descompun în substanțe chimice și apă atunci când temperatura crește. Cromul se dizolvă bine în ticl 4, sic1 4, sncl 4 și unii solvenți organici (în special în hexan c 6 h 14 și tetraclorură de carbon ccl 4). Molecula X. este diatomică (cl 2). Gradul de disociere termică cl 2 + 243 kj u 2cl la 1000 K este egal cu 2,07? 10 -40%, la 2500 K 0,909%. Configurația electronică externă a atomului cl 3 s 2 3 p 5 . În conformitate cu aceasta, cromul din compuși prezintă stări de oxidare de -1, +1, +3, +4, +5, +6 și +7. Raza covalentă a atomului este de 0,99 å, raza ionică cl este de 1,82 å, afinitatea electronică a atomului X este de 3,65 ev, energie de ionizare 12,97 ev.
Din punct de vedere chimic, cromul este foarte activ, se combină direct cu aproape toate metalele (cu unele numai în prezența umidității sau la încălzire) și cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte), formând corespunzătoare. cloruri, reacționează cu mulți compuși, înlocuiește hidrogenul în hidrocarburile saturate și se adaugă la compușii nesaturați. Cromul înlocuiește bromul și iodul din compușii lor cu hidrogen și metale; Dintre compușii cromului cu aceste elemente, acesta este înlocuit cu fluor. Metalele alcaline, în prezența urmelor de umiditate, reacționează cu substanțele chimice prin aprindere, majoritatea metalelor reacționează cu substanțele chimice uscate numai atunci când sunt încălzite. Oțelul, precum și unele metale, sunt rezistente într-o atmosferă chimică uscată la temperaturi scăzute, astfel încât sunt utilizate pentru fabricarea de echipamente și instalații de depozitare pentru substanțe chimice uscate Fosforul se aprinde în atmosferă chimică, formând pcl 3 și cu clorurare ulterioară - pcl 5; sulf cu crom la încălzire dă s 2 cl 2, scl 2 etc. n cl m. Arsenicul, antimoniul, bismutul, stronțiul și telurul interacționează energetic cu clorul acid clorhidric(este o reacție în lanț)
Temperatura maximă a flăcării hidrogen-clor este de 2200°c. Amestecuri de clor cu hidrogen care conţin de la 5,8 la 88,5% h 2 sunt explozive.
Cu oxigen, cromul formează oxizi: cl 2 o, clo 2, cl 2 o 6, cl 2 o 7, cl 2 o 8 , precum și hipocloriți (săruri acid hipocloros) , cloriți, clorați si perclorati. Toți compușii oxigenați ai clorului formează amestecuri explozive cu substanțe ușor de oxidat. Oxizii de crom sunt slab stabili și pot exploda spontan;
Cromul se hidrolizează în apă, formând acizi hipocloros și clorhidric: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. Când soluțiile apoase de alcalii sunt clorurate la rece, se formează hipocloriți și cloruri: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, iar la încălzire se formează clorați. Se obţine clorarea hidroxidului de calciu uscat albire.
Când amoniacul reacţionează cu substanţele chimice, se formează triclorura de azot . La clorurarea compușilor organici, cromul fie înlocuiește hidrogenul: r-h + ci 2 = rcl + hci, fie unește legături multiple pentru a forma diferiți compuși organici care conțin clor .
X. se formeaza cu alti halogeni compuși interhalogeni. Fluorurile clf, clf 3, clf 5 sunt foarte reactive; De exemplu, într-o atmosferă clp 3, vata de sticlă se aprinde spontan. Compuși cunoscuți ai clorului cu oxigen și fluor sunt X. oxifluoruri: clo 3 f, clo 2 f 3, clof, clof 3 și perclorat de fluor fclo 4.
Chitanță. Cromul a început să fie produs industrial în 1785 prin reacția acidului clorhidric cu dioxid de mangan sau piroluzit. În 1867, chimistul englez G. Deacon a dezvoltat o metodă de producere a cromului prin oxidarea hcl cu oxigenul atmosferic în prezența unui catalizator. De la sfârșitul secolului al XIX-lea până la începutul secolului al XX-lea. Cromul este produs prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri de metale alcaline. Folosind aceste metode în anii '70. Secolului 20 90-95% din substanțele chimice sunt produse în lume. Cantități mici de crom sunt obținute ca produs secundar în producția de magneziu, calciu, sodiu și litiu prin electroliza clorurilor topite. În 1975, producția mondială de substanțe chimice era de aproximativ 25 de milioane. T. Se folosesc două metode principale de electroliză a soluțiilor apoase de naci: 1) în electrolizoare cu catod solid și diafragmă de filtru poroasă; 2) în electrolizoare cu catod de mercur. Conform ambelor metode, X gazos este eliberat la un anod de grafit sau oxid de titan-ruteniu. Conform primei metode, hidrogenul este eliberat la catod și se formează o soluție de naoh și nacl, din care se separă soda caustică comercială. prelucrare. Conform celei de-a doua metode, amalgamul de sodiu se formează la catod atunci când este descompus cu apă pură într-un aparat separat, se obține o soluție de naoh, hidrogen și mercur pur, care intră din nou în producție. Ambele metode dau 1 T X. 1,125 T naoh.
Electroliza cu diafragmă necesită mai puține investiții de capital pentru a organiza producția chimică și produce naoh mai ieftin. Metoda catodului de mercur produce naoh foarte pur, dar pierderea mercurului poluează mediul. În 1970, 62,2% din producția chimică a lumii a fost produsă folosind metoda catodului de mercur, 33,6% cu catod solid și 4,2% folosind alte metode. După 1970, a început să fie utilizată electroliza cu un catod solid și o membrană schimbătoare de ioni, făcând posibilă obținerea de naoh pur fără utilizarea mercurului.
Aplicație. Una dintre ramurile importante ale industriei chimice este industria clorului. Principalele cantități de clor sunt procesate la locul producerii sale în compuși care conțin clor. Cromul este depozitat și transportat sub formă lichidă în cilindri, butoaie și căi ferate. tancuri sau în nave special echipate. Următorul consum aproximativ de substanțe chimice este tipic pentru țările industriale: pentru producția de compuși organici care conțin clor - 60-75%; compuși anorganici care conțin substanțe chimice - 10-20%; pentru albirea pulpei și țesăturilor - 5-15%; pentru nevoi sanitare si clorinare a apei - 2-6% din productia totala.
Cromul este, de asemenea, utilizat pentru clorurarea anumitor minereuri pentru a extrage titan, niobiu, zirconiu și altele.
L. M. Yakimenko.
X. în corp. H. - unul dintre elemente biogene, o componentă permanentă a țesuturilor vegetale și animale. Conținutul de ch. în plante (o mulțime de ch. in halofite) - de la miimi de procent la procent întreg, la animale - zecimi și sutimi de procent. Necesarul zilnic al unui adult pentru H. (2-4 G) este acoperită de produse alimentare. Cromul este de obicei furnizat cu alimente în exces sub formă de clorură de sodiu și clorură de potasiu. Pâinea, carnea și produsele lactate sunt deosebit de bogate în X. În organismul animal, cromul este principala substanță osmotic activă în plasma sanguină, limfă, lichidul cefalorahidian și unele țesuturi. Joacă un rol în metabolismul apă-sare, promovarea retenției tisulare a apei. Reglarea echilibrului acido-bazic în țesuturi se realizează împreună cu alte procese prin modificarea distribuției substanțelor chimice între sânge și alte țesuturi. X. participă la metabolismul energetic la plante, activând ambele fosforilarea oxidativă,și fotofosforilarea. X. are un efect pozitiv asupra absorbţiei oxigenului de către rădăcini. Cromul este necesar pentru formarea oxigenului în timpul fotosintezei în mod izolat cloroplaste. In majoritate medii nutritive pentru cultivarea artificială a plantelor X. nu este inclusă. Este posibil ca concentrații foarte mici de X să fie suficiente pentru dezvoltarea plantelor.
M. Ya. Shkolnik.
Otrăvirea X . posibil în industria chimică, celulozei și hârtiei, textilă, farmaceutică etc. X. irită mucoasele oculare și ale căilor respiratorii. Modificările inflamatorii primare sunt de obicei însoțite de o infecție secundară. Otrăvirea acută se dezvoltă aproape imediat. Când se inhalează concentrații medii și scăzute de crom, se observă senzație de apăsare și durere în piept, tuse uscată, respirație rapidă, durere în ochi, lacrimare, nivel crescut de leucocite în sânge, creșterea temperaturii corpului etc. Sunt posibile bronhopneumonie, edem pulmonar toxic, stări depresive și convulsii. În cazurile ușoare, recuperarea are loc în 3-7 zile Ca consecințe pe termen lung, se observă catarul căilor respiratorii superioare, bronșita recurentă, pneumoscleroza etc.; posibila activare a tuberculozei pulmonare. La inhalarea prelungită a concentrațiilor mici de crom, se observă forme similare, dar care se dezvoltă încet, ale bolii. Prevenirea otrăvirii: sigilarea echipamentelor de producție, ventilație eficientă, utilizarea unei măști de gaz dacă este necesar. Concentrația maximă admisă de substanțe chimice în aerul spațiilor industriale 1 mg/m 3 . Producția de substanțe chimice, înălbitor și alți compuși care conțin clor este clasificată ca producție cu condiții de lucru periculoase, unde conform Sov. Legislația restricționează utilizarea muncii femeilor și minorilor.
A. A. Kasparov.
Lit.: Yakimenko L. M., Producția de clor, sodă caustică și produse din clor anorganic, M., 1974; Nekrasov B.V., Fundamente Chimie generală, ed. a III-a, [vol.] 1, M., 1973; Substanțe nocive în industrie, ed. N. V. Lazareva, ed. a VI-a, vol. 2, L., 1971; chimie anorganică cuprinzătoare, ed. j. c. bailar, v. 1-5, oxf. - , 1973.
descărcați rezumat
Clorul a fost obținut pentru prima dată în 1772 de Scheele, care a descris eliberarea lui în timpul interacțiunii piroluzitului cu acidul clorhidric în tratatul său despre piroluzit: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele a remarcat mirosul clorului, asemănător cu cel al acva regiei, capacitatea sa de a reacționa cu aurul și cinabrul și proprietățile sale de albire. Cu toate acestea, Scheele, în conformitate cu teoria flogistului care era dominantă în chimie la acea vreme, a sugerat că clorul este acid clorhidric deflogistic, adică oxid de acid clorhidric.
Berthollet și Lavoisier au sugerat că clorul este un oxid al elementului muria, dar încercările de a-l izola au rămas fără succes până la lucrările lui Davy, care a reușit să descompună sarea de masă în sodiu și clor prin electroliză.
Numele elementului provine din limba greacă clrowoz- „verde”.
Fiind în natură, primind:
Clorul natural este un amestec de doi izotopi 35 Cl și 37 Cl. În scoarța terestră, clorul este cel mai comun halogen. Deoarece clorul este foarte activ, în natură se găsește numai sub formă de compuși din minerale: halit NaCl, silvit KCl, silvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, carnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 ·3H 2 O. Cele mai mari rezerve de clor sunt cuprinse în sărurile apelor mărilor şi oceanelor.
La scară industrială, clorul este produs împreună cu hidroxid de sodiu și hidrogen prin electroliza unei soluții de sare de masă:
2NaCI + 2H20 => H2 + CI2 + 2NaOH
Pentru a recupera clorul din clorura de hidrogen, care este un produs secundar în timpul clorării industriale a compușilor organici, se utilizează procesul Deacon (oxidarea catalitică a acidului clorhidric cu oxigenul atmosferic):
4HCI + O2 = 2H2O + 2CI2
Procesele utilizate de obicei în laboratoare se bazează pe oxidarea clorurii de hidrogen cu agenți oxidanți puternici (de exemplu, oxid de mangan (IV), permanganat de potasiu, dicromat de potasiu):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Proprietăți fizice:
În condiții normale, clorul este un gaz galben-verzui cu miros sufocant. Clorul este vizibil solubil în apă („apă cu clor”). La 20°C, 2,3 volume de clor se dizolvă într-un volum de apă. Punct de fierbere = -34°C; punct de topire = -101°C, densitate (gaz, n.s.) = 3,214 g/l.
Proprietăți chimice:
Clorul este foarte activ - se combină direct cu aproape toate elementele tabelului periodic, metale și nemetale (cu excepția carbonului, azotului, oxigenului și gazelor inerte). Clorul este un agent oxidant foarte puternic, care înlocuiește nemetalele mai puțin active (brom, iod) din compușii lor cu hidrogen și metale:
CI2 + 2HBr = Br2 + 2HCI; CI2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
Când este dizolvat în apă sau alcalii, clorul se dismută, formând acizi hipocloroși (și când este încălzit, percloric) și acizi clorhidric sau sărurile acestora.
CI2 + H20 HCIO + HCI;
Clorul interacționează cu mulți compuși organici, intrând în reacții de substituție sau adiție:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH2 =CH2 + CI2 => CI-CH2-CH2-CI
C6H6 + CI2 => C6H6CI + HCI
Clorul are șapte stări de oxidare: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Cele mai importante conexiuni:
Acid clorhidric HCI- un gaz incolor care fumează în aer datorită formării picăturilor de ceață cu vaporii de apă. Are un miros înțepător și irită grav tractul respirator. Conținut în gaze și ape vulcanice, în sucul gastric. Proprietățile chimice depind de starea în care se află (poate fi în stare gazoasă, lichidă sau în soluție). Soluția de HCl se numește acid clorhidric. Este un acid puternic și înlocuiește acizii mai slabi din sărurile lor. Săruri - cloruri- greu substanțe cristaline cu puncte de topire ridicate.
Cloruri covalente- compuși ai clorului cu nemetale, gaze, lichide sau solide fuzibile care au proprietăți acide caracteristice, de obicei ușor hidrolizați de apă pentru a forma acid clorhidric:
PCI5 + 4H20 = H3P04 + 5HCI;
Oxid de clor(I) Cl2O., un gaz de culoare galben-maronie cu miros înțepător. Afectează organele respiratorii. Se dizolvă ușor în apă, formând acid hipocloros.
Acid hipocloros HClO. Există doar în soluții. Este un acid slab și instabil. Se descompune cu ușurință în acid clorhidric și oxigen. Agent oxidant puternic. Se formează atunci când clorul se dizolvă în apă. Săruri - hipocloriti, stabilitate scăzută (NaClO*H 2 O se descompune exploziv la 70 °C), agenți oxidanți puternici. Folosit pe scară largă pentru albire și dezinfecție pudră de albire, sare mixtă Ca(Cl)OCl
Acid cloros HCIO2, în forma sa liberă este instabilă, chiar și într-o soluție apoasă diluată se descompune rapid. Acid de putere medie, săruri - cloriti, de regulă, sunt incolore și foarte solubile în apă. Spre deosebire de hipocloriți, cloriții prezintă proprietăți oxidante pronunțate numai în mediu acid. Cea mai mare utilizare (pentru albirea țesăturilor și a pastei de hârtie) este cloritul de sodiu NaClO2.
Oxid de clor(IV) ClO2, este un gaz galben-verzui cu miros neplăcut (înțepător), ...
Acid cloric, HClO 3 - în forma sa liberă este instabilă: se disproporționează în ClO 2 și HClO 4. Săruri - clorati; Dintre aceștia, cei mai importanți sunt clorații de sodiu, potasiu, calciu și magneziu. Aceștia sunt agenți oxidanți puternici și sunt explozivi atunci când sunt amestecați cu agenți reducători. Clorură de potasiu ( Sarea lui Berthollet) - KClO 3, a fost folosit pentru producerea de oxigen în laborator, dar din cauza pericolului ridicat nu a mai fost folosit. Soluțiile de clorat de potasiu au fost folosite ca un antiseptic slab și gargara medicinală externă.
Acid percloric HCIO4, în soluții apoase, acidul percloric este cel mai stabil dintre toți acizii clor care conțin oxigen. Acidul percloric anhidru, care se obține folosind acid sulfuric concentrat din 72% HCIO4, nu este foarte stabil. Este cel mai puternic acid monoprotic (în soluție apoasă). Săruri - perclorati, sunt utilizați ca oxidanți (motoare de rachetă cu combustibil solid).
Aplicație:
Clorul este utilizat în multe industrii, știință și nevoi casnice:
- În producția de clorură de polivinil, compuși plastici, cauciuc sintetic;
- Pentru albirea țesăturilor și hârtiei;
- Producția de insecticide organoclorurate - substanțe care ucid insectele dăunătoare culturilor, dar sunt sigure pentru plante;
- Pentru dezinfecția apei - „clorinare”;
- ÎN Industria alimentarăînregistrat ca aditiv alimentar E925;
- În producția chimică de acid clorhidric, înălbitor, sare berthollet, cloruri metalice, otrăvuri, medicamente, îngrășăminte;
- În metalurgie pentru producerea metalelor pure: titan, staniu, tantal, niobiu.
Rolul biologic și toxicitatea:
Clorul este unul dintre cele mai importante elemente biogene și face parte din toate organismele vii. La animale și la oameni, ionii de clor sunt implicați în menținerea echilibrului osmotic, ionul de clor are o rază optimă de penetrare prin membrana celulară. Ionii de clor sunt vitali pentru plante, participând la metabolismul energetic al plantelor, activând fosforilarea oxidativă.
Clorul sub formă de substanță simplă este otrăvitor, dacă intră în plămâni, provoacă arsuri ale țesutului pulmonar și sufocare. Are un efect iritant asupra tractului respirator la o concentrație în aer de aproximativ 0,006 mg/l (adică de două ori pragul de percepție a mirosului de clor). Clorul a fost unul dintre primii agenți chimici folosiți de Germania în Primul Război Mondial.
Korotkova Y., Shvetsova I.
Universitatea de Stat HF Tyumen, grupa 571.
Surse: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl, etc.,
Site-ul web al Universității Tehnice de Chimie din Rusia, numit după. D.I. Mendeleev:
Proprietățile fizice ale clorului sunt luate în considerare: densitatea clorului, conductivitatea termică a acestuia, căldura specifică și vâscozitatea dinamică la diferite temperaturi. Proprietățile fizice ale Cl 2 sunt prezentate sub formă de tabele pentru stările lichide, solide și gazoase ale acestui halogen.
Proprietățile fizice de bază ale clorului
Clorul este inclus în grupa VII a perioadei a treia a tabelului periodic al elementelor la numărul 17. Aparține subgrupului de halogeni, are mase atomice și moleculare relative de 35,453 și, respectiv, 70,906. La temperaturi peste -30°C, clorul este un gaz galben-verzui cu un miros caracteristic puternic, iritant. Se lichefiază ușor la presiune normală (1,013 10 5 Pa), când este răcit la -34 ° C și formează un lichid transparent de culoare chihlimbar care se solidifică la o temperatură de -101 ° C.
Datorită activității sale chimice ridicate, clorul liber nu apare în natură, ci există doar sub formă de compuși. Se găsește în principal în mineralul halit () și face parte, de asemenea, din minerale precum silvita (KCl), carnalita (KCl MgCl 2 6H 2 O) și silvinita (KCl NaCl). Conținutul de clor din scoarța terestră se apropie de 0,02% din numărul total atomi ai scoarței terestre, unde se găsește sub formă de doi izotopi 35 Cl și 37 Cl într-un raport procentual de 75,77% 35 Cl și 24,23% 37 Cl.
| Proprietate | Sens |
|---|---|
| Punct de topire, °C | -100,5 |
| Punct de fierbere, °C | -30,04 |
| Temperatura critică, °C | 144 |
| Presiune critică, Pa | 77,1 10 5 |
| Densitatea critică, kg/m 3 | 573 |
| Densitatea gazului (la 0°C și 1,013 10 5 Pa), kg/m 3 | 3,214 |
| Densitatea aburului saturat (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 12,08 |
| Densitatea clorului lichid (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), kg/m 3 | 1468 |
| Densitatea clorului lichid (la 15,6°C și 6,08 10 5 Pa), kg/m 3 | 1422 |
| Densitatea clorului solid (la -102°C), kg/m 3 | 1900 |
| Densitatea relativă a gazului în aer (la 0°C și 1,013 10 5 Pa) | 2,482 |
| Densitatea relativă a aburului saturat în aer (la 0°C și 3,664 10 5 Pa) | 9,337 |
| Densitatea relativă a clorului lichid la 0°C (față de apa la 4°C) | 1,468 |
| Volumul specific de gaz (la 0°C și 1,013 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,3116 |
| Volumul specific de abur saturat (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,0828 |
| Volumul specific de clor lichid (la 0°C și 3,664 10 5 Pa), m 3 /kg | 0,00068 |
| Presiunea vaporilor de clor la 0°C, Pa | 3.664 10 5 |
| Vâscozitatea dinamică a gazului la 20°C, 10 -3 Pa s | 0,013 |
| Vâscozitatea dinamică a clorului lichid la 20°C, 10 -3 Pa s | 0,345 |
| Căldura de fuziune a clorului solid (la punctul de topire), kJ/kg | 90,3 |
| Căldura de vaporizare (la punctul de fierbere), kJ/kg | 288 |
| Căldura de sublimare (la punctul de topire), kJ/mol | 29,16 |
| Capacitatea termică molară C p a gazului (la -73…5727°C), J/(mol K) | 31,7…40,6 |
| Capacitatea termică molară C p a clorului lichid (la -101…-34°C), J/(mol K) | 67,1…65,7 |
| Coeficientul de conductivitate termică a gazului la 0°C, W/(m K) | 0,008 |
| Coeficientul de conductivitate termică a clorului lichid la 30°C, W/(m K) | 0,62 |
| Entalpia gazului, kJ/kg | 1,377 |
| Entalpia aburului saturat, kJ/kg | 1,306 |
| Entalpia clorului lichid, kJ/kg | 0,879 |
| Indice de refracție la 14°C | 1,367 |
| Conductivitate electrică specifică la -70°С, S/m | 10 -18 |
| Afinitatea electronică, kJ/mol | 357 |
| Energia de ionizare, kJ/mol | 1260 |
Densitatea clorului
În condiții normale, clorul este un gaz greu cu o densitate de aproximativ 2,5 ori mai mare. Densitatea clorului gazos și lichid în condiții normale (la 0°C) este egală cu 3,214 și, respectiv, 1468 kg/m3. Când clorul lichid sau gazos este încălzit, densitatea acestuia scade din cauza creșterii volumului datorită dilatației termice.
Densitatea clorului gazos
Tabelul arată densitatea clorului în stare gazoasă la diferite temperaturi (între -30 și 140°C) și presiunea atmosferică normală (1,013·10 5 Pa). Densitatea clorului se modifică odată cu temperatura - scade atunci când este încălzit. De exemplu, la 20°C densitatea clorului este de 2,985 kg/m3, iar când temperatura acestui gaz crește la 100°C, valoarea densității scade la o valoare de 2,328 kg/m 3.
| t, °С | ρ, kg/m 3 | t, °С | ρ, kg/m 3 |
|---|---|---|---|
| -30 | 3,722 | 60 | 2,616 |
| -20 | 3,502 | 70 | 2,538 |
| -10 | 3,347 | 80 | 2,464 |
| 0 | 3,214 | 90 | 2,394 |
| 10 | 3,095 | 100 | 2,328 |
| 20 | 2,985 | 110 | 2,266 |
| 30 | 2,884 | 120 | 2,207 |
| 40 | 2,789 | 130 | 2,15 |
| 50 | 2,7 | 140 | 2,097 |
Pe măsură ce presiunea crește, densitatea clorului crește. Tabelele de mai jos arată densitatea clorului gazos în intervalul de temperatură de la -40 la 140°C și presiunea de la 26,6·105 la 213·105 Pa. Odată cu creșterea presiunii, densitatea clorului în stare gazoasă crește proporțional. De exemplu, o creștere a presiunii clorului de la 53,2·10 5 la 106,4·10 5 Pa la o temperatură de 10°C duce la o creștere de două ori a densității acestui gaz.
| ↓ t, °С | P, kPa → | 26,6 | 53,2 | 79,8 | 101,3 |
|---|---|---|---|---|
| -40 | 0,9819 | 1,996 | — | — |
| -30 | 0,9402 | 1,896 | 2,885 | 3,722 |
| -20 | 0,9024 | 1,815 | 2,743 | 3,502 |
| -10 | 0,8678 | 1,743 | 2,629 | 3,347 |
| 0 | 0,8358 | 1,678 | 2,528 | 3,214 |
| 10 | 0,8061 | 1,618 | 2,435 | 3,095 |
| 20 | 0,7783 | 1,563 | 2,35 | 2,985 |
| 30 | 0,7524 | 1,509 | 2,271 | 2,884 |
| 40 | 0,7282 | 1,46 | 2,197 | 2,789 |
| 50 | 0,7055 | 1,415 | 2,127 | 2,7 |
| 60 | 0,6842 | 1,371 | 2,062 | 2,616 |
| 70 | 0,6641 | 1,331 | 2 | 2,538 |
| 80 | 0,6451 | 1,292 | 1,942 | 2,464 |
| 90 | 0,6272 | 1,256 | 1,888 | 2,394 |
| 100 | 0,6103 | 1,222 | 1,836 | 2,328 |
| 110 | 0,5943 | 1,19 | 1,787 | 2,266 |
| 120 | 0,579 | 1,159 | 1,741 | 2,207 |
| 130 | 0,5646 | 1,13 | 1,697 | 2,15 |
| 140 | 0,5508 | 1,102 | 1,655 | 2,097 |
| ↓ t, °С | P, kPa → | 133 | 160 | 186 | 213 |
|---|---|---|---|---|
| -20 | 4,695 | 5,768 | — | — |
| -10 | 4,446 | 5,389 | 6,366 | 7,389 |
| 0 | 4,255 | 5,138 | 6,036 | 6,954 |
| 10 | 4,092 | 4,933 | 5,783 | 6,645 |
| 20 | 3,945 | 4,751 | 5,565 | 6,385 |
| 30 | 3,809 | 4,585 | 5,367 | 6,154 |
| 40 | 3,682 | 4,431 | 5,184 | 5,942 |
| 50 | 3,563 | 4,287 | 5,014 | 5,745 |
| 60 | 3,452 | 4,151 | 4,855 | 5,561 |
| 70 | 3,347 | 4,025 | 4,705 | 5,388 |
| 80 | 3,248 | 3,905 | 4,564 | 5,225 |
| 90 | 3,156 | 3,793 | 4,432 | 5,073 |
| 100 | 3,068 | 3,687 | 4,307 | 4,929 |
| 110 | 2,985 | 3,587 | 4,189 | 4,793 |
| 120 | 2,907 | 3,492 | 4,078 | 4,665 |
| 130 | 2,832 | 3,397 | 3,972 | 4,543 |
| 140 | 2,761 | 3,319 | 3,87 | 4,426 |
Densitatea clorului lichid
Clorul lichid poate exista într-un interval de temperatură relativ îngust, ale cărui limite sunt de la minus 100,5 la plus 144 ° C (adică de la punctul de topire la temperatura critică). Peste o temperatură de 144°C, clorul nu se va transforma în stare lichidă sub nicio presiune. Densitatea clorului lichid în acest interval de temperatură variază de la 1717 la 573 kg/m3.
| t, °С | ρ, kg/m 3 | t, °С | ρ, kg/m 3 |
|---|---|---|---|
| -100 | 1717 | 30 | 1377 |
| -90 | 1694 | 40 | 1344 |
| -80 | 1673 | 50 | 1310 |
| -70 | 1646 | 60 | 1275 |
| -60 | 1622 | 70 | 1240 |
| -50 | 1598 | 80 | 1199 |
| -40 | 1574 | 90 | 1156 |
| -30 | 1550 | 100 | 1109 |
| -20 | 1524 | 110 | 1059 |
| -10 | 1496 | 120 | 998 |
| 0 | 1468 | 130 | 920 |
| 10 | 1438 | 140 | 750 |
| 20 | 1408 | 144 | 573 |
Capacitatea termică specifică a clorului
Capacitatea termică specifică a clorului gazos C p în kJ/(kg K) în intervalul de temperatură de la 0 la 1200°C și presiunea atmosferică normală poate fi calculată folosind formula:
unde T - temperatura absolută clor în grade Kelvin.
Trebuie remarcat faptul că în condiții normale căldura specifică a clorului este de 471 J/(kg K) și crește la încălzire. Creșterea capacității termice la temperaturi peste 500°C devine nesemnificativă, iar la temperaturi ridicate căldura specifică a clorului rămâne practic neschimbată.
Tabelul arată rezultatele calculării căldurii specifice a clorului folosind formula de mai sus (eroarea de calcul este de aproximativ 1%).
| t, °С | C p , J/(kg K) | t, °С | C p , J/(kg K) |
|---|---|---|---|
| 0 | 471 | 250 | 506 |
| 10 | 474 | 300 | 508 |
| 20 | 477 | 350 | 510 |
| 30 | 480 | 400 | 511 |
| 40 | 482 | 450 | 512 |
| 50 | 485 | 500 | 513 |
| 60 | 487 | 550 | 514 |
| 70 | 488 | 600 | 514 |
| 80 | 490 | 650 | 515 |
| 90 | 492 | 700 | 515 |
| 100 | 493 | 750 | 515 |
| 110 | 494 | 800 | 516 |
| 120 | 496 | 850 | 516 |
| 130 | 497 | 900 | 516 |
| 140 | 498 | 950 | 516 |
| 150 | 499 | 1000 | 517 |
| 200 | 503 | 1100 | 517 |
La temperaturi apropiate de zero absolut, clorul este în stare solidă și are o capacitate termică specifică scăzută (19 J/(kg K)). Pe măsură ce temperatura Cl 2 solidă crește, capacitatea acestuia de căldură crește și atinge o valoare de 720 J/(kg K) la minus 143°C.
Clorul lichid are o capacitate termică specifică de 918...949 J/(kg K) în intervalul de la 0 la -90 grade Celsius. Tabelul arată că capacitatea termică specifică a clorului lichid este mai mare decât cea a clorului gazos și scade odată cu creșterea temperaturii.
Conductibilitatea termică a clorului
Tabelul prezintă valorile coeficienților de conductivitate termică a clorului gazos la presiunea atmosferică normală în intervalul de temperatură de la -70 la 400°C.
Coeficientul de conductivitate termică al clorului în condiții normale este de 0,0079 W/(m deg), care este de 3 ori mai mic decât la aceeași temperatură și presiune. Încălzirea clorului duce la o creștere a conductibilității sale termice. Astfel, la o temperatură de 100°C, valoarea acestei proprietăți fizice a clorului crește la 0,0114 W/(m grad).
| t, °С | λ, W/(m grade) | t, °С | λ, W/(m grade) |
|---|---|---|---|
| -70 | 0,0054 | 50 | 0,0096 |
| -60 | 0,0058 | 60 | 0,01 |
| -50 | 0,0062 | 70 | 0,0104 |
| -40 | 0,0065 | 80 | 0,0107 |
| -30 | 0,0068 | 90 | 0,0111 |
| -20 | 0,0072 | 100 | 0,0114 |
| -10 | 0,0076 | 150 | 0,0133 |
| 0 | 0,0079 | 200 | 0,0149 |
| 10 | 0,0082 | 250 | 0,0165 |
| 20 | 0,0086 | 300 | 0,018 |
| 30 | 0,009 | 350 | 0,0195 |
| 40 | 0,0093 | 400 | 0,0207 |
Vâscozitatea clorului
Coeficientul de vâscozitate dinamică a clorului gazos în intervalul de temperatură 20...500°C poate fi calculat aproximativ folosind formula:
unde η T este coeficientul de vâscozitate dinamică a clorului la o temperatură dată T, K;
η T 0 - coeficientul de vâscozitate dinamică a clorului la temperatura T 0 = 273 K (în condiții normale);
C este constanta Sutherland (pentru clor C = 351).
În condiții normale, vâscozitatea dinamică a clorului este de 0,0123·10 -3 Pa·s. Când este încălzit, asta proprietate fizică clorul, ca vâscozitate, capătă valori mai mari.
Clorul lichid are o vâscozitate cu un ordin de mărime mai mare decât clorul gazos. De exemplu, la o temperatură de 20°C, vâscozitatea dinamică a clorului lichid are o valoare de 0,345·10 -3 Pa·s și scade odată cu creșterea temperaturii.
Surse:
- Barkov S. A. Halogeni și subgrupul de mangan. Elemente din grupa VII a tabelului periodic al lui D. I. Mendeleev. Un manual pentru elevi. M.: Educație, 1976 - 112 p.
- Tabele de mărimi fizice. Director. Ed. acad. I. K. Kikoina. M.: Atomizdat, 1976 - 1008 p.
- Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Manual pentru producția de clor, sodă caustică și produse cu clor de bază. Ed. al 2-lea, per. şi alţii M.: Chimie, 1976 - 440 p.
