Cl 2 pri vol. T - rumeno-zelen plin z ostrim zadušljivim vonjem, 2,5-krat težji od zraka, rahlo topen v vodi (~ 6,5 g/l); X. R. v nepolarnih organskih topilih. V prosti obliki se nahaja samo v vulkanskih plinih.
Metode pridobivanja
Temelji na procesu oksidacije Cl - anionov
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Industrijski
Elektroliza vodnih raztopin kloridov, pogosteje NaCl:
2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2
Laboratorij
Oksidacija konc. HCl z različnimi oksidanti:
4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
16HCl + 2KMnO 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O
14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Kemijske lastnosti
Klor je zelo močan oksidant. Oksidira kovine, nekovine in kompleksne snovi ter se spremeni v zelo stabilne Cl - anione:
Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -
Reakcije s kovinami
Aktivne kovine v atmosferi suhega klorovega plina se vnamejo in gorijo; v tem primeru nastanejo kovinski kloridi.
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
Nizko aktivne kovine se lažje oksidirajo z mokrim klorom ali njegovimi vodnimi raztopinami:
Cl 2 + Cu = CuCl 2
3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3
Reakcije z nekovinami
Klor ne sodeluje neposredno samo z O 2, N 2, C. Reakcije z drugimi nekovinami potekajo pod drugačnimi pogoji.
Nastanejo nemetalni halogenidi. Najpomembnejša reakcija je interakcija z vodikom.
Cl 2 + H 2 = 2HC1
Cl 2 + 2S (talina) = S 2 Cl 2
ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (ali РCl 5 - več kot Cl 2)
2Cl 2 + Si = SiCl 4
3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3
Izpodrivanje prostih nekovin (Br 2, I 2, N 2, S) iz njihovih spojin
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl
Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl
3Cl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl
Disproporcioniranje klora v vodi in vodnih raztopinah alkalij
Zaradi samooksidacije-samoredukcije se nekateri atomi klora pretvorijo v Cl - anione, medtem ko so drugi v pozitivnem oksidacijskem stanju vključeni v ClO - ali ClO 3 - anione.
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO hipoklorova kislina
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O
Te reakcije so pomembne, ker vodijo do proizvodnje spojin kisika in klora:
KClO 3 in Ca(ClO) 2 - hipokloriti; KClO 3 - kalijev klorat (Bertholletova sol).
Interakcija klora z organskimi snovmi
a) zamenjava vodikovih atomov v molekulah OM
b) pritrditev molekul Cl 2 na mestu pretrganja več vezi ogljik-ogljik
H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dikloroetan
HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-tetrakloroetan
Vodikov klorid in klorovodikova kislina
Plin vodikov klorid
Fizikalne in kemijske lastnosti
HCl - vodikov klorid. Pri rev. T - brezbarven. plin z ostrim vonjem, se zlahka utekočini (tal. -114 °C, vrel. -85 °C). Brezvodni HCl, tako v plinastem kot v tekočem stanju, ni električno prevoden in je kemično inerten do kovin, kovinskih oksidov in hidroksidov ter številnih drugih snovi. To pomeni, da v odsotnosti vode vodikov klorid ne kaže kislih lastnosti. Le pri zelo visokih temperaturah plinasti HCl reagira s kovinami, tudi s tako nizko aktivnimi, kot sta Cu in Ag.
V manjši meri se kažejo tudi redukcijske lastnosti kloridnega aniona v HCl: oksidira ga fluor pri vol. T in tudi pri visoki T (600 °C) v prisotnosti katalizatorjev reverzibilno reagira s kisikom:
2HCl + F 2 = Cl 2 + 2HF
4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O
Plinasti HCl se pogosto uporablja v organski sintezi (reakcije hidrokloriranja).
Metode pridobivanja
1. Sinteza iz preprostih snovi:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
2. Nastane kot stranski produkt pri kloriranju ogljikovodikov:
R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl
3. V laboratoriju se pridobiva z delovanjem konc. H 2 SO 4 za kloride:
H 2 SO 4 (konc.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (z nizkim segrevanjem)
H 2 SO 4 (konc.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (z zelo visokim segrevanjem)
Vodna raztopina HCl - močna kislina (klorovodikova ali klorovodikova)
HCl je zelo topen v vodi: pri vol. V 1 litru H 2 O se raztopi ~ 450 litrov plina (raztapljanje spremlja sproščanje znatne količine toplote). Nasičena raztopina ima masni delež HCl 36-37%. Ta raztopina ima zelo oster, zadušljiv vonj.
Molekule HCl v vodi skoraj popolnoma razpadejo na ione, kar pomeni, da je vodna raztopina HCl močna kislina.
Kemijske lastnosti klorovodikove kisline
1. HCl, raztopljen v vodi, kaže vse splošne lastnosti kislin zaradi prisotnosti ionov H +
HCl → H + + Cl -
Interakcija:
a) s kovinami (do H):
2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2
b) z bazičnimi in amfoternimi oksidi:
2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O
6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O
c) z bazami in amfoternimi hidroksidi:
2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O
3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZH 2 O
d) s solmi šibkejših kislin:
2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O
HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl
e) z amoniakom:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl
Reakcije z močnimi oksidanti F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl - anion se oksidira v prosti halogen:
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Za reakcijske enačbe glejte "Proizvodnja klora." Posebej pomemben je ORR med klorovodikovo in dušikovo kislino:
Reakcije z organskimi spojinami
Interakcija:
a) z amini (kot organske baze)
R-NH 2 + HCl → + Cl -
b) z aminokislinami (kot amfoterne spojine)
Klorovi oksidi in oksokisline
Kislinski oksidi
kisline
Soli
Kemijske lastnosti
1. Vse klorove oksokisline in njihove soli so močni oksidanti.
2. Skoraj vse spojine se pri segrevanju razgradijo zaradi intramolekularne oksidacije-redukcije ali disproporcioniranja.
Belilni prašek
Klorovo (belilno) apno je mešanica hipoklorita in kalcijevega klorida, deluje belilno in dezinfekcijsko. Včasih velja za primer mešane soli, ki hkrati vsebuje anione dveh kislin:
Javel voda
Vodna raztopina kalijevega klorida in hapoklorita KCl + KClO + H 2 O
(Klor; iz grščine - rumeno-zelen), Cl - kemikalija. element VII. skupine periodnega sistema elementov; pri. n. 17, pri. m. 35.453. Rumeno-zelen plin z ostrim vonjem. V spojinah kaže oksidacijska stanja - 1, + 1, +3, + 5 in + 7. Najbolj stabilne spojine so X. z ekstremnimi oksidacijskimi stopnjami: - 1 in + 7. Naravni X. je sestavljen iz izotopov 35Cl (75,53% ) in 37Сl (24,47%). Znanih je sedem radioaktivnih izotopov z masnimi števili 32-40 in dva izomera; najdlje živi izotop 36Cl z razpolovno dobo 3,08 x 10 5 let (beta razpad, zajem elektronov). X. je leta 1774 odkril Šved, kemik K. Scheele, leta 1810 pa so ga izolirali Angleži. kemik G. Davy.
Vsebnost klora v zemeljski skorji je 4,5 x 10-2%. Obstaja pogl. prir. v morski vodi (do 2 % kloridov), v obliki usedlin kamene soli NaCl, silvita, karnalita, bišofita MgCl2x6H20 in kainita KMg 3H20. Osnovno telesno konstante elementa X. tališče -101,6° C; vrelišče - 34,6° C; gostota tekočine X. (pri vrelišču) 1,56 g/cm3; talilna toplota 1,62 kcal/mol; izparilna toplota (pri vrelišču) 4,42 kcal/mol. X. se povezuje neposredno z večino nekovin (razen ogljika)
Odvisnost napetosti začetka in širjenja krhkega loma od temperature, ki označuje hladno odpornost konstrukcijskih jekel glede na kritične temperature: 1 - meja tečenja; 2 - pojav uničenja; h - širjenje uničenja; t> t1 - območje duktilnega uničenja; t2< t < t1, - область квазихрупких разрушений; t < t2-область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
Včasih klor reagira s kovinami v prisotnosti sledi vlage. Suhi klor ne deluje z železom, kar omogoča shranjevanje v jeklenih jeklenkah. Nad temperaturo 540° C nobena kovina ni odporna proti X. (pri tej temperaturi začnejo korodirati najbolj odporne proti plinastemu X. kovine z visoko vsebnostjo niklja, kot je Inconel). Topen v vodi (2 volumna na 1 volumen vode pri temperaturi 25 ° C), delno hidrolizira, da nastane raztopina hipoklorove in klorovodikove kisline. Od spojin X. z nekovinami je najpomembnejši HCl klorid, ki nastane z neposredno interakcijo (na svetlobi) klora z vodikom ali pod vplivom močnih mineralov, kislin (npr. H2SO4) na kovino spojine s klorom (npr. NaCl), in je tudi stranski produkt pri pridobivanju množine. organoklorove spojine. Klorid je brezbarven plin, v suhem stanju ne deluje z večino kovin in njihovih oksidov. Zelo dobro se topi v vodi (426 volumnov HCl v 1 volumnu vode pri temperaturi 25° C) in tvori klorovodikovo kislino.
Klorovodikova kislina, ki je zelo močna, medsebojno deluje z vsemi elektronegativnimi kovinami (ki stojijo v nizu elektrokemičnih napetosti nad vodikom). V nevodnih raztopinah klorovodika (na primer v acetonitrilu) lahko korodirajo tudi nekatere elektropozitivne snovi (na primer ). Klor ne vpliva neposredno na kisik. Posredno lahko dobimo Cl20, ClO2, Cl206 in Cl207, ki ustrezajo kislinam HClO - hipoklorova (soli - hipokloriti), HClO2 - kloridna (soli -), HClO3 - hipoklorova (soli - klorati) in HClO4 - perklorova (soli - perklorati). ). Hipoklorove in kloridne spojine so nestabilne in obstajajo samo v razredčenih vodnih raztopinah. Vsi klori so močni oksidanti.
Oksidativna sposobnost to-t in njihovih soli se zmanjša, moč pa se poveča od hipoklorne do klorove. Najpogosteje uporabljeni oksidanti so kalcijev klorit Ca(OCl)2, bertolitna sol KClO3 in belilo Ca2OCl2 - dvojna sol klorovodikove in hipoklorove kisline. Klor se povezuje z drugimi halogeni in tvori interhalogenske spojine: ClF, ClF3, BrCl, IСl in IC3. Glede na kemijo Svete spojine elementov s klorom () delimo na soli podobne, kisle kloride in neslane nevtralne. Soli podobni kloridi vključujejo spojine s klorom kovin I, II in IIIa podskupin periodičnega sistema elementov, pa tudi spojine s X. kovinami drugih skupin v nižjih oksidacijskih stopnjah. Večina soli podobnih kloridov se tali pri visokih temperaturah in so dobro topni v vodi z nekaj izjemami (na primer AgCl).
Soli podobne snovi v staljenem stanju razmeroma dobro prevajajo tok (njihova prevodnost pri temperaturi 800 ° C je LiCl - 2,17; NaCl - 3,57; KCl - 2,20 ohm -1 cb -1). Kislinski kloridi vključujejo kloride nekovin (na primer bor, silicij, fosfor) in kloride kovin podskupine IIIb in skupin IV-VIII periodnega sistema v višjih oksidacijskih stopnjah. Kislinski kloridi pri interakciji z vodo tvorijo ustrezno kislino in sproščajo klorid. Nevtralni klorid, ki ni sol, je na primer tetraklorid CCl4. Osnovno maturantski ples. način pridobivanja X.-raztopin NaCl ali HCl (grafitne ali titanove anode). Klor je zelo toksičen, največja dovoljena vsebnost prostega X. v zraku je 0,001 mg/l. Klor je praktično najpomembnejši halogeni, uporablja se za beljenje tkanin in papirja, dezinfekcijo pitne vode, za proizvodnjo klorovodikove kisline, v organski sintezi, pri proizvodnji in čiščenju številnih kovin z metodami klorove metalurgije. Hipoklorite uporabljajo tudi kot belila in razkužila, v pirotehniki in proizvodnji vžigalic, perklorate pa kot sestavino trdnih raketnih goriv.
Plinski klor je rumeno-zelene barve. Je strupen, ima oster, zadušljiv, neprijeten vonj. Klor je težji od zraka in se relativno dobro topi v vodi (za 1 prostornino vode 2 prostornini klora), pri čemer nastane klorirana voda; Cl 2 aqi se spremeni v tekočino pri temperaturi -34 °C, strdi pa se pri -101 °C. Gostota 1,568 g/cm³
Cl - kot snov so med prvo svetovno vojno uporabljali kot kemično bojno sredstvo, ker je težji od zraka in se dobro zadržuje nad zemeljsko površino. Najvišja dovoljena koncentracija prostega klora v zraku je 0,001 mg/l.
Kronična zastrupitev s klorom povzroča spremembe polti, pljučne in bronhialne bolezni. V primeru zastrupitve s klorom je treba kot protistrup uporabiti mešanico alkoholnih hlapov z etrom ali vodne pare, pomešane z amoniakom.
V majhnih količinah lahko klor zdravi bolezni zgornjih dihalnih poti, saj škodljivo vpliva na bakterije. Zaradi dezinfekcijskega učinka se klor uporablja za dezinfekcijo vodikove vode.
Kot soli so vitalni elementi. Klor v obliki kuhinjske soli se nenehno uporablja v hrani, je tudi del zelenih rastlin - klorofila.
Interakcija klora z vodikom se pojavi eksplozivno samo na svetlobi:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
2Na + Cl 2 = 2NaCl
To je osnova za povečanje deleža plemenitih kovin v nizkokakovostnih zlitinah, za to se predhodno zdrobljen material segreva v prisotnosti prosto prehajajočega klora.
Če imajo lahko kovine različna oksidacijska stanja, imajo pri reakciji s klorom največje:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Cu + Cl 2 = CuCl 2
Interakcija klora s kompleksnimi snovmi
Ko klor komunicira s kompleksnimi snovmi, se obnaša kot na primer pri interakciji z vodo. Najprej se halogen raztopi v vodi in nastane klorirana voda (Claq), nato pa se postopoma začne reakcija med vodo in klorom:
Cl2 + H 2 O = 2HCl + [O]
Vendar pa ta reakcija ne poteka takoj do tvorbe končnih produktov. Na prvi stopnji procesa nastaneta dve kislini - klorovodikova HCl in hipoklorova (ta mešanica kislin se raztopi)
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Hipoklorova kislina se nato razgradi:
HClO = HCl + [O]
Atomska tvorbakisik v veliki meri pojasnjuje oksidacijski učinek klora. Organska barvila, dana v klorirano vodo, se razbarvajo. Preizkušanje lakmusa v kislini ne pridobi svoje značilne barve, ampak jo popolnoma izgubi.To je razloženo s prisotnostjo atomarnega kisika, ki na lakmus deluje oksidativno.
Halogeni reagirajo tudi z organskimi snovmi
Če v atmosfero klora vnesete kos papirja, namočen v terpentin (organska snov, sestavljena iz vodika in ogljika), boste opazili sproščanje velike količine saj in vonj po klorovodiku, včasih reakcija poteka z vžigom. To je razloženo z dejstvom, da klor izpodriva iz spojin z vodikom in tvori vodikov klorid ter se sprosti v obliki saj v prostem stanju. Zato se izdelki iz gume ne uporabljajo.
15.1. Splošne značilnosti halogenov in halkogenov
Halogeni (»tvorne soli«) so elementi skupine VIIA. Sem spadajo fluor, klor, brom in jod. V to skupino spada tudi nestabilen in zato v naravi ne najdeni astat. Včasih je v to skupino vključen tudi vodik.
Halkogeni ("proizvajalci bakra") so elementi skupine VIA. Sem spadajo kisik, žveplo, selen, telur in polonij, ki ga v naravi praktično ni.
Od osmih atomov, ki obstajajo v naravi elementi od teh dveh skupin najpogostejši atomi kisika ( w= 49,5%), sledijo atomi klora v izobilju ( w= 0,19%), nato – žveplo ( w= 0,048%), nato fluor ( w= 0,028 %). Atomi drugih elementov so sto in tisočkrat manjši. Kisik ste se učili že v osmem razredu (10. poglavje), od ostalih elementov pa sta najpomembnejša klor in žveplo - z njima se boste seznanili v tem poglavju.
Orbitalni polmeri atomov halogenov in halkogenov so majhni in le četrti atomi vsake skupine se približajo enemu angstromu. To vodi k dejstvu, da so vsi ti elementi elementi, ki ne tvorijo kovin in samo telur in jod kažeta nekaj znakov amfoternosti.
Splošna valenčna elektronska formula halogenov je ns 2 n.p. 5 in halkogeni – ns 2 n.p. 4. Majhna velikost atomov jim ne dovoljuje, da bi se odpovedali elektronom, nasprotno, atomi teh elementov jih težijo k sprejemanju in tvorijo enojno (za halogene) in dvojno nabite (za halkogene) anione. S spajanjem z majhnimi atomi atomi teh elementov tvorijo kovalentne vezi. Sedem valenčnih elektronov omogoča, da atomi halogenov (razen fluora) tvorijo do sedem kovalentnih vezi, šest valenčnih elektronov atomov halkogena pa do šest kovalentnih vezi.
V fluorovih spojinah, najbolj elektronegativnem elementu, je možno le eno oksidacijsko stanje, in sicer –I. Kot veste, ima kisik največje oksidacijsko stanje +II. Za atome drugih elementov je najvišje oksidacijsko stanje enako številu skupine.
Preproste snovi elementov skupine VIIA so po zgradbi iste vrste. Sestavljeni so iz dvoatomnih molekul. V normalnih pogojih sta fluor in klor plina, brom je tekočina, jod pa trdna snov. Po svojih kemičnih lastnostih so te snovi močni oksidanti. Zaradi povečevanja velikosti atomov z naraščanjem atomskega števila se njihova oksidativna aktivnost zmanjšuje.
Od enostavnih snovi elementov skupine VIA sta v normalnih pogojih le kisik in ozon plinasta, sestavljena iz dvoatomnih oziroma triatomnih molekul; ostalo so trdne snovi. Žveplo sestavljajo osem-atomske ciklične molekule S 8, selen in telur pa iz polimernih molekul Se n in Te n. Glede na njihovo oksidativno aktivnost so halkogeni slabši od halogenov: samo kisik je močan oksidant, ostali pa imajo oksidativne lastnosti v veliko manjši meri.
Spojina vodikove spojine halogeni (HE) popolnoma ustreza splošnemu pravilu, halkogeni pa lahko poleg običajnih vodikovih spojin sestave H 2 E tvorijo tudi bolj kompleksne vodikove spojine sestave H 2 E n verižna struktura. V vodnih raztopinah imajo tako vodikovi halogenidi kot drugi vodikovi halkogeni kisle lastnosti. Njihove molekule so delci kisline. Od teh so samo HCl, HBr in HI močne kisline.
Za tvorbo halogenov oksidi neznačilni, večina jih je nestabilnih, vendar so višji oksidi sestave E 2 O 7 znani za vse halogene (razen za fluor, katerega kisikove spojine niso oksidi). Vsi halogenski oksidi so molekularne snovi; njihove kemijske lastnosti so kisli oksidi.
V skladu s svojimi valenčnimi sposobnostmi tvorijo halkogeni dve seriji oksidov: EO 2 in EO 3. Vsi ti oksidi so kisli.
Hidroksidi halogenov in halkogenov so oksokisline.
Sestavite skrajšane elektronske formule in energijske diagrame atomov elementov skupin VIA in VIIA. Označite zunanje in valenčne elektrone.
Klor je najpogostejši in zato najpomembnejši izmed halogenov.
V zemeljski skorji se klor nahaja v mineralih: halit (kamena sol) NaCl, silvit KCl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O in mnogi drugi. Glavna industrijska metoda proizvodnje je elektroliza natrijevega ali kalijevega klorida.
Preprosta snov, klor, je zelenkast plin z ostrim, zadušljivim vonjem. Pri –101 °C kondenzira v rumeno-zeleno tekočino. Klor je zelo strupen, med prvo svetovno vojno so ga celo poskušali uporabiti kot kemično bojno sredstvo.
Klor je eden najmočnejših oksidantov. Reagira z večino preprostih snovi (izjeme: žlahtni plini, kisik, dušik, grafit, diamant in nekatere druge). Posledično nastanejo halogenidi:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (pri segrevanju ali izpostavljenosti svetlobi);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (pri sežiganju v presežku klora);
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (pri sobni temperaturi);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (pri sobni temperaturi);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (pri segrevanju).
Poleg tega lahko klor oksidira številne kompleksne snovi, na primer:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (v plinski fazi in v raztopini);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (v plinski fazi in v raztopini);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (v raztopini);
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (v raztopini);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (v koncentrirani raztopini);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (v plinski fazi);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (v plinski fazi).
V vodi je klor delno raztopljen (fizikalno), delno pa reverzibilno reagira z njo (glej § 11.4 c). S hladno raztopino kalijevega hidroksida (in katere koli druge alkalije) se podobna reakcija pojavi nepovratno:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.
Posledično nastane raztopina kalijevega klorida in hipoklorita. Pri reakciji s kalcijevim hidroksidom nastane mešanica CaCl 2 in Ca(ClO) 2, imenovana belilo.
Pri vročih koncentriranih raztopinah alkalij reakcija poteka drugače:
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.
Pri reakciji s KOH nastane kalijev klorat, imenovan Bertholletova sol.
Vodikov klorid je edini vodikova povezava klor Ta brezbarvni plin z zadušljivim vonjem je zelo topen v vodi (z njo popolnoma reagira, pri čemer nastanejo oksonijevi ioni in kloridni ioni (glej § 11.4). Njegovo raztopino v vodi imenujemo klorovodikova ali klorovodikova kislina. To je eden najpomembnejših produktov kemijske tehnologije, saj se klorovodikova kislina uporablja v številnih panogah. Zelo pomembna je tudi za človeka, zlasti zato, ker jo vsebuje želodčni sok in olajša prebavo hrane.
Vodikov klorid so prej industrijsko proizvajali s sežiganjem klora v vodiku. Trenutno je potreba po klorovodikovi kislini skoraj popolnoma zadovoljena z uporabo vodikovega klorida, ki nastane kot stranski produkt pri kloriranju različnih organskih snovi, na primer metana:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 + HCl
In laboratoriji proizvajajo vodikov klorid iz natrijevega klorida tako, da ga obdelajo s koncentrirano žveplovo kislino:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (pri sobni temperaturi);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (pri segrevanju).
višje oksid klor Cl 2 O 7 – brezbarvna oljnata tekočina, molekularna snov, kisli oksid. Kot rezultat reakcije z vodo tvori perklorovo kislino HClO 4, edino klorovo oksokislino, ki obstaja kot samostojna snov; preostale klorove oksokisline poznamo samo v vodnih raztopinah. Informacije o teh klorovih kislinah so podane v tabeli 35.
Tabela 35. Klorove kisline in njihove soli
C/O |
Formula |
Ime |
Sila |
Ime |
klorovodikova |
||||
hipoklorov |
hipokloriti |
|||
klorid |
||||
hipoklorov |
||||
perklorati |
Večina kloridov je topnih v vodi. Izjema so AgCl, PbCl 2, TlCl in Hg 2 Cl 2. Tvorba brezbarvne oborine srebrovega klorida, ko se preskusni raztopini doda raztopina srebrovega nitrata – kvalitativna reakcija za kloridni ion:
Ag + Cl = AgCl
Klor lahko pridobimo iz natrijevega ali kalijevega klorida v laboratoriju:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
Kot oksidant pri proizvodnji klora s to metodo lahko uporabite ne samo manganov dioksid, ampak tudi KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3.
Natrijev in kalijev hipoklorit sta vključena v različna gospodinjska in industrijska belila. Belilo se uporablja tudi kot belilo in se uporablja tudi kot razkužilo.
Kalijev klorat se uporablja pri proizvodnji vžigalic, eksplozivov in pirotehničnih sestavkov. Pri segrevanju se razgradi:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (v prisotnosti MnO 2).
Tudi kalijev perklorat se razgradi, vendar pri višji temperaturi: KClO 4 = KCl + 2O 2.
1. Sestavite molekulske enačbe za reakcije, za katere so ionske enačbe podane v besedilu odstavka.
2. Opisno zapiši enačbe za reakcije, podane v besedilu odstavka.
3. Sestavite reakcijske enačbe, ki označujejo kemijske lastnosti a) klora, b) vodikovega klorida (in klorovodikove kisline), c) kalijevega klorida in d) barijevega klorida.
Kemijske lastnosti klorovih spojin
Različne alotropske modifikacije so stabilne pod različnimi pogoji elementžveplo. V normalnih pogojih preprosta snovžveplo je rumena, krhka kristalna snov, sestavljena iz osmih atomskih molekul:
To je tako imenovano ortorombično žveplo (ali žveplo) S 8. (Ime izhaja iz kristalografskega izraza, ki označuje simetrijo kristalov te snovi). Pri segrevanju se topi (113 ° C) in se spremeni v mobilno rumeno tekočino, sestavljeno iz enakih molekul. Z nadaljnjim segrevanjem se cikli prekinejo in nastanejo zelo dolge polimerne molekule – talina potemni in postane zelo viskozna. To je tako imenovani -sulfur S n. Žveplo vre (445 °C) v obliki dvoatomnih molekul S 2, po strukturi podobnih molekulam kisika. Strukture teh molekul, tako kot molekul kisika, ni mogoče opisati v okviru modela kovalentne vezi. Poleg tega obstajajo tudi druge alotropne modifikacije žvepla.
V naravi obstajajo nahajališča samorodnega žvepla, iz katerega se pridobiva. Večina izkopanega žvepla se porabi za proizvodnjo žveplove kisline. Nekaj žvepla se uporablja v kmetijstvu za zaščito rastlin. Prečiščeno žveplo se uporablja v medicini za zdravljenje kožnih bolezni.
Od vodikove spojinežveplo, najpomembnejši je vodikov sulfid (monosulfan) H 2 S. Je brezbarven strupen plin z vonjem po gnilih jajcih. Je rahlo topen v vodi. Raztapljanje je fizično. V majhni meri pride do protolize molekul vodikovega sulfida v vodni raztopini in v še manjši meri do nastalih hidrosulfidnih ionov (glej dodatek 13). Vendar se raztopina vodikovega sulfida v vodi imenuje vodikova sulfidna kislina (ali vodikova sulfidna voda).
Vodikov sulfid gori v zraku:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (s presežkom kisika).
Kvalitativna reakcija na prisotnost vodikovega sulfida v zraku je nastanek črnega svinčevega sulfida (črnjenje filtrirnega papirja, navlaženega z raztopino svinčevega nitrata:
H2S + Pb2 + 2H2O = PbS + 2H3O
Reakcija poteka v tej smeri zaradi zelo nizke topnosti svinčevega sulfida.
Poleg vodikovega sulfida tvori žveplo tudi druge sulfane H 2 S n, na primer disulfan H 2 S 2, po strukturi podoben vodikovemu peroksidu. Je tudi zelo šibka kislina; njegova sol je pirit FeS 2.
V skladu z valenčnimi sposobnostmi svojih atomov žveplo tvori dva oksid: SO 2 in SO 3 . Žveplov dioksid (splošno znan kot žveplov dioksid) je brezbarven plin z ostrim vonjem, ki povzroča kašelj. Žveplov trioksid (staro ime je žveplov anhidrid) je trdna, izjemno higroskopična, nemolekularna snov, ki se pri segrevanju spremeni v molekularno snov. Oba oksida sta kisla. Pri reakciji z vodo tvorijo žveplov dioksid oziroma žveplov dioksid. kisline.
V razredčenih raztopinah je žveplova kislina tipična močna kislina z vsemi značilnimi lastnostmi.
Čista žveplova kislina in njene koncentrirane raztopine so zelo močni oksidanti in oksidacijski atomi tukaj niso atomi vodika, ampak atomi žvepla, ki se premikajo iz oksidacijskega stanja +VI v oksidacijsko stanje +IV. Kot rezultat, pri reakciji s koncentrirano žveplovo kislino običajno nastane žveplov dioksid, na primer:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H 2 SO 4 = 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.
Tako tudi kovine, ki so v napetostnem nizu desno od vodika (Cu, Ag, Hg), reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino. Hkrati nekatere precej aktivne kovine (Fe, Cr, Al itd.) Ne reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino, to je posledica dejstva, da na površini takšnih kovin pod vplivom nastane gosta zaščitna folija. žveplovo kislino, ki preprečuje nadaljnjo oksidacijo. Ta pojav se imenuje pasivizacija.
Ker je žveplova kislina dibazična kislina, tvori dve vrsti soli: srednje in kislo. Kisle soli so izolirane samo za alkalne elemente in amonij, obstoj drugih kislih soli je vprašljiv.
Večina srednje velikih sulfatov je topnih v vodi in ker sulfatni ion praktično ni anionska baza, ni podvržen anionski hidrolizi.
Sodobne industrijske metode za proizvodnjo žveplove kisline temeljijo na proizvodnji žveplovega dioksida (1. stopnja), njegovi oksidaciji v trioksid (2. stopnja) in interakciji žveplovega trioksida z vodo (3. stopnja).
Žveplov dioksid nastane s sežiganjem žvepla ali različnih sulfidov v kisiku:
S + O 2 = SO 2;
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Proces praženja sulfidnih rud v barvni metalurgiji vedno spremlja tvorba žveplovega dioksida, ki se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline.
V normalnih pogojih je nemogoče oksidirati žveplov dioksid s kisikom. Oksidacija poteka s segrevanjem v prisotnosti katalizatorja - vanadijevega(V) ali platinovega oksida. Čeprav reakcija
2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q
reverzibilen, donos doseže 99%.
Če nastalo plinsko mešanico žveplovega trioksida in zraka spustimo skozi čisto vodo, se večina žveplovega trioksida ne absorbira. Da preprečimo izgube, se mešanica plinov spusti skozi žveplovo kislino ali njene koncentrirane raztopine. Pri tem nastane dižveplova kislina:
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7.
Raztopina dižveplove kisline v žveplovi kislini se imenuje oleum in je pogosto predstavljena kot raztopina žveplovega trioksida v žveplovi kislini.
Z redčenjem oleuma z vodo lahko dobite čisto žveplovo kislino in njene raztopine.
1. Ustvarite strukturne formule
a) žveplov dioksid, b) žveplov trioksid,
c) žveplovo kislino, d) dižveplovo kislino.
Leta 1774 je švedski kemik Karl Scheele prvič dobil klor, vendar je veljalo, da to ni ločen element, ampak vrsta klorovodikove kisline (kalorizator). Elementarni klor je v začetku 19. stoletja pridobil G. Davy, ki je z elektrolizo razgradil kuhinjsko sol na klor in natrij.
Klor (iz grščine χλωρός - zelen) je element skupine XVII periodnega sistema kemičnih elementov D.I. Mendelejev, ima atomsko številko 17 in atomsko maso 35.452. Sprejeto poimenovanje Cl (iz latinščine Klor).
Biti v naravi
Klor je najpogostejši halogen v zemeljski skorji, največkrat v obliki dveh izotopov. Zaradi kemijskega delovanja ga najdemo le v obliki spojin številnih mineralov.
Klor je strupen rumeno-zelen plin, ki ima močan, neprijeten vonj in sladkast okus. Predlagano je bilo, da se imenuje klor po njegovem odkritju halogen, jo uvrščamo v istoimensko skupino kot eno najbolj kemično aktivnih nekovin.
Dnevna potreba po kloru
Običajno mora zdrava odrasla oseba prejeti 4-6 g klora na dan, potreba po njem se poveča z aktivno telesno dejavnostjo ali vročim vremenom (s povečanim potenjem). Običajno telo prejme svoje dnevne potrebe iz hrane z uravnoteženo prehrano.
Glavni dobavitelj klora v telo je kuhinjska sol – še posebej, če ni toplotno obdelana, zato je bolje soliti že pripravljene jedi. Vsebujejo tudi klor, morski sadeži, meso in, in,.
Interakcija z drugimi
Kislinsko-bazično in vodno ravnovesje telesa uravnava klor.
Znaki pomanjkanja klora
Pomanjkanje klora povzročajo procesi, ki vodijo v dehidracijo telesa - močno potenje v vročini ali med fizičnim naporom, bruhanje, driska in nekatere bolezni sečil. Znaki pomanjkanja klora so letargija in zaspanost, šibkost mišic, očitna suha usta, izguba okusa in pomanjkanje apetita.
Znaki presežka klora
Znaki presežka klora v telesu so: zvišan krvni tlak, suh kašelj, bolečine v glavi in prsih, bolečine v očeh, solzenje, motnje prebavil. Praviloma lahko presežek klora povzroči pitje navadne vode iz pipe, ki je podvržena postopku dezinfekcije s klorom in se pojavi pri delavcih v panogah, ki so neposredno povezane z uporabo klora.
Klor v človeškem telesu:
- uravnava vodno in kislinsko-bazično ravnovesje,
- odstranjuje tekočino in soli iz telesa s procesom osmoregulacije,
- spodbuja normalno prebavo,
- normalizira stanje rdečih krvnih celic,
- čisti jetra maščobe.
Glavna uporaba klora je v kemični industriji, kjer se uporablja za proizvodnjo polivinilklorida, polistirenske pene, embalažnih materialov, pa tudi kemičnih bojnih sredstev in rastlinskih gnojil. Dezinfekcija pitne vode s klorom je praktično edina razpoložljiva metoda čiščenja vode.
Klor so verjetno pridobili alkimisti, vendar je njegovo odkritje in prva raziskava neločljivo povezana z imenom slavnega švedskega kemika Carla Wilhelma Scheeleja. Scheele je odkril pet kemičnih elementov - barij in mangan (skupaj z Johanom Hahnom), molibden, volfram, klor in neodvisno od drugih kemikov (čeprav kasneje) še tri: kisik, vodik in dušik. Tega dosežka kasneje ni mogel ponoviti noben kemik. Hkrati je bil Scheele, že izvoljen za člana Kraljeve švedske akademije znanosti, preprost farmacevt v Köpingu, čeprav bi lahko prevzel častnejši in prestižnejši položaj. Sam Friderik II. Veliki, pruski kralj, mu je ponudil mesto profesorja kemije na univerzi v Berlinu. Ko je Scheele zavrnil takšne mamljive ponudbe, je dejal: "Ne morem jesti več, kot potrebujem, in to, kar zaslužim tukaj v Köpingu, je dovolj, da lahko pojem."
Številne klorove spojine so bile seveda znane že dolgo pred Scheelejem. Ta element je del številnih soli, vključno z najbolj znano - kuhinjsko soljo. Leta 1774 je Scheele izoliral klor v prosti obliki s segrevanjem črnega minerala piroluzita s koncentrirano klorovodikovo kislino: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Sprva kemiki klora niso obravnavali kot element, temveč kot kemično spojino neznanega elementa muria (iz latinske muria - slanica) s kisikom. Veljalo je, da klorovodikova kislina (imenovali so jo murična kislina) vsebuje kemično vezan kisik. O tem je »pričalo« zlasti naslednje dejstvo: ko je raztopina klora stala na svetlobi, se je iz nje sprostil kisik in v raztopini je ostala klorovodikova kislina. Vendar številni poskusi "raztrganja" kisika iz klora niso vodili nikamor. Tako še nikomur ni uspelo pridobiti ogljikovega dioksida s segrevanjem klora s premogom (ki pri visokih temperaturah »odvzame« kisik številnim spojinam, ki ga vsebujejo). Kot rezultat podobnih poskusov, ki so jih izvedli Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac in Louis Jacques Thenard, je postalo jasno, da klor ne vsebuje kisika in je preprosta snov. Poskusi Gay-Lussaca, ki je analiziral kvantitativno razmerje plinov pri reakciji klora z vodikom, so pripeljali do istega zaključka.
Leta 1811 je Davy predlagal ime "klorin" za nov element - iz grščine. "kloros" - rumeno-zelena. Točno to je barva klora. Isti koren je v besedi "klorofil" (iz grškega "chloros" in "phyllon" - list). Leto kasneje je Gay-Lussac ime "skrajšal" na "klor". Še vedno pa Britanci (in Američani) temu elementu pravijo "klor", Francozi pa klor. Tudi Nemci, »zakonodajalci« kemije skozi skoraj celotno 19. stoletje, so prevzeli skrajšano ime. (v nemščini je klor Chlor). Leta 1811 je nemški fizik Johann Schweiger predlagal ime "halogen" za klor (iz grškega "hals" - sol in "gennao" - roditi). Kasneje je bil ta izraz dodeljen ne le kloru, temveč tudi vsem njegovim analogom v sedmi skupini - fluoru, bromu, jodu, astatinu.
Zanimiv je prikaz zgorevanja vodika v atmosferi klora: včasih se med poskusom pojavi nenavaden stranski učinek: zasliši se brenčanje. Najpogosteje plamen brni, ko se tanka cev, skozi katero se dovaja vodik, spusti v stožčasto posodo, napolnjeno s klorom; enako velja za kroglaste bučke, v valjih pa plamen navadno ne brni. Ta pojav so poimenovali "pojoči plamen".
V vodni raztopini klor delno in precej počasi reagira z vodo; pri 25° C se ravnovesje: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl vzpostavi v dveh dneh. Hipoklorova kislina razpade na svetlobi: HClO ® HCl + O. Za učinek beljenja je zaslužen atomski kisik (popolnoma suh klor te sposobnosti nima).
Klor v svojih spojinah ima lahko vsa oksidacijska stanja - od –1 do +7. Klor s kisikom tvori številne okside, vsi pa so v čisti obliki nestabilni in eksplozivni: Cl 2 O - rumeno-oranžen plin, ClO 2 - rumen plin (pod 9,7 o C - svetlo rdeča tekočina), klorov perklorat Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, svetlo rumena tekočina), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, svetlo rdeča tekočina), Cl 2 O 7 – brezbarvna, zelo eksplozivna tekočina. Pri nizkih temperaturah smo dobili nestabilna oksida Cl 2 O 3 in ClO 3. ClO 2 oksid se proizvaja v industrijskem obsegu in se uporablja namesto klora za beljenje celuloze ter dezinfekcijo pitne in odpadne vode. Z drugimi halogeni klor tvori številne tako imenovane interhalogenske spojine, na primer ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Klor in njegove spojine s pozitivnim oksidacijskim stanjem so močni oksidanti. Leta 1822 je nemški kemik Leopold Gmelin iz rumene krvne soli z oksidacijo s klorom pridobil rdečo sol: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Klor zlahka oksidira bromide in kloride, pri čemer se sproščata brom in jod v prosti obliki.
Klor v različnih oksidacijskih stopnjah tvori številne kisline: HCl - klorovodikova (klorovodikova, soli - kloridi), HClO - hipoklorovata (soli - hipokloriti), HClO 2 - klorovata (soli - kloriti), HClO 3 - hipoklorovata (soli - klorati) , HClO 4 – klor (soli – perklorati). Od kisikovih kislin je samo perklorova kislina stabilna v svoji čisti obliki. Od soli kisikovih kislin se v praksi uporabljajo hipokloriti, natrijev klorit NaClO 2 - za beljenje tkanin, za izdelavo kompaktnih pirotehničnih virov kisika ("kisikove sveče"), kalijevi klorati (Bertholometa sol), kalcij in magnezij (za zatiranje kmetijskih škodljivcev, kot sestavine pirotehničnih sestavkov in eksplozivov, pri proizvodnji vžigalic), perklorati - sestavine eksplozivov in pirotehničnih sestavkov; Amonijev perklorat je sestavni del trdnih raketnih goriv.
Klor reagira s številnimi organskimi spojinami. Hitro se veže na nenasičene spojine z dvojnimi in trojnimi vezmi ogljik-ogljik (reakcija z acetilenom poteka eksplozivno), na svetlobi pa na benzen. Pod določenimi pogoji lahko klor nadomesti vodikove atome v organskih spojinah: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Ta reakcija je imela pomembno vlogo v zgodovini organske kemije. V štiridesetih letih 19. stoletja je francoski kemik Jean Baptiste Dumas odkril, da ko klor reagira z ocetno kislino, reakcija poteka neverjetno lahko
CH 3 COOH + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. S presežkom klora nastane trikloroocetna kislina CCl 3 COOH. Vendar so bili številni kemiki nezaupljivi do Dumasovega dela. Dejansko po takrat splošno sprejeti Berzeliusovi teoriji pozitivno nabitih atomov vodika ni bilo mogoče nadomestiti z negativno nabitimi atomi klora. Tega mnenja so bili takrat številni izjemni kemiki, med katerimi so bili Friedrich Wöhler, Justus Liebig in seveda sam Berzelius.
V posmeh Dumasu je Wöhler svojemu prijatelju Liebigu izročil članek v imenu nekega S. Windlerja (Schwindler - v nemščini prevarant) o novi uspešni uporabi reakcije, ki naj bi jo odkril Dumas. V članku je Wöhler z očitnim posmehom pisal o tem, kako je v manganovem acetatu Mn(CH 3 COO) 2 možno zamenjati vse elemente, glede na njihovo valenco, s klorom, kar je povzročilo rumeno kristalno snov, sestavljeno samo iz klora. Dalje je bilo rečeno, da v Angliji z zaporedno zamenjavo vseh atomov v organskih spojinah z atomi klora navadne tkanine spremenijo v klorne, hkrati pa stvari ohranijo svoj videz. V opombi je bilo navedeno, da so londonske trgovine hitro prodajale material, sestavljen samo iz klora, saj je bil ta material zelo dober za nočne kape in tople spodnjice.
Reakcija klora z organskimi spojinami povzroči nastanek številnih organoklorovih produktov, med katerimi so široko uporabljena topila metilen klorid CH 2 Cl 2, kloroform CHCl 3, ogljikov tetraklorid CCl 4, trikloroetilen CHCl=CCl 2, tetrakloretilen C 2 Cl 4 . V prisotnosti vlage klor razbarva zelene liste rastlin in številna barvila. To so uporabljali že v 18. stoletju. za beljenje tkanin.
Klor kot strupen plin.
Scheele, ki je prejel klor, je opazil zelo neprijeten močan vonj, težko dihanje in kašelj. Kot smo kasneje ugotovili, človek zavoha klor tudi, če je v enem litru zraka le 0,005 mg tega plina, hkrati pa že deluje dražilno na dihala, saj uničuje celice sluznice dihal. trakta in pljuč. Koncentracijo 0,012 mg/l težko prenašamo; če koncentracija klora preseže 0,1 mg/l, postane smrtno nevarno: dihanje se pospeši, postane krčevito, nato pa vse redkejše in po 5–25 minutah dihanje preneha. Najvišja dovoljena koncentracija v zraku industrijskih podjetij je 0,001 mg/l, v zraku stanovanjskih območij pa 0,00003 mg/l.
Sanktpeterburški akademik Toviy Egorovich Lovitz, ki je leta 1790 ponovil Scheelejev poskus, je po nesreči v zrak sprostil znatno količino klora. Ko ga je vdihnil, je izgubil zavest in padel, nato pa je osem dni trpel neznosne bolečine v prsih. Na srečo je ozdravel. Slavni angleški kemik Davy je skoraj umrl zaradi zastrupitve s klorom. Poskusi že z majhnimi količinami klora so nevarni, saj lahko povzročijo hude poškodbe pljuč. Pravijo, da je nemški kemik Egon Wiberg eno svojih predavanj o kloru začel z besedami: »Klor je strupen plin. Če se med naslednjo demonstracijo zastrupim, me prosim odpeljite na svež zrak. A na žalost bo treba predavanje prekiniti.” Če v zrak spustiš veliko klora, postane prava katastrofa. To so izkusile anglo-francoske čete med prvo svetovno vojno. 22. aprila 1915 zjutraj se je nemško poveljstvo odločilo izvesti prvi plinski napad v zgodovini vojn: ko je veter zapihal proti sovražniku, na majhnem šestkilometrskem odseku fronte v bližini belgijskega mesta Ypres , so se hkrati odprli ventili 5.730 jeklenk, od katerih je vsaka vsebovala 30 kg tekočega klora. V 5 minutah je nastal ogromen rumeno zelen oblak, ki se je počasi oddaljeval od nemških jarkov proti zaveznikom. Angleški in francoski vojaki so bili popolnoma nemočni. Plin je prodrl skozi razpoke v vsa zaklonišča, iz njega ni bilo pobega: navsezadnje plinska maska še ni bila izumljena. Posledično je bilo zastrupljenih 15 tisoč ljudi, od tega 5 tisoč do smrti. Mesec dni kasneje, 31. maja, so Nemci ponovili plinski napad na vzhodni fronti - proti ruskim enotam. To se je zgodilo na Poljskem v bližini mesta Bolimova. Na 12 km fronti se je iz 12 tisoč jeklenk sprostilo 264 ton mešanice klora in veliko bolj strupenega fosgena (klorid ogljikove kisline COCl 2). Carsko poveljstvo je vedelo, kaj se je zgodilo pri Ypresu, pa vendar ruski vojaki niso imeli obrambnih sredstev! Zaradi plinskega napada so izgube znašale 9.146 ljudi, od tega le 108 zaradi streljanja s puškami in topništvom, ostali so bili zastrupljeni. Hkrati je skoraj takoj umrlo 1183 ljudi.
Kmalu so kemiki pokazali, kako pobegniti pred klorom: dihati morate skozi gazni povoj, namočen v raztopino natrijevega tiosulfata (ta snov se uporablja v fotografiji, pogosto se imenuje hiposulfit). Klor zelo hitro reagira z raztopino tiosulfata in jo oksidira:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Seveda tudi žveplova kislina ni neškodljiva snov, vendar je njena razredčena vodna raztopina veliko manj nevarna od strupenega klora. Zato je imel tiosulfat v tistih letih drugo ime - "antiklor", vendar prve tiosulfatne plinske maske niso bile zelo učinkovite.
Leta 1916 je ruski kemik in bodoči akademik Nikolaj Dmitrijevič Zelinski izumil resnično učinkovito plinsko masko, v kateri je strupene snovi zadrževala plast aktivnega oglja. Tak premog z zelo razvito površino bi lahko zadržal bistveno več klora kot gaza, prepojena s hiposulfitom. Na srečo so »napadi s klorom« ostali le tragična epizoda v zgodovini. Po svetovni vojni so klorju ostali le miroljubni poklici.
Uporaba klora.
Vsako leto se po vsem svetu proizvedejo ogromne količine klora – na desetine milijonov ton. Šele v ZDA do konca 20. st. Letno je bilo z elektrolizo proizvedenih približno 12 milijonov ton klora (10. mesto med kemičnimi proizvodnjami). Večji del (do 50%) se porabi za kloriranje organskih spojin - za proizvodnjo topil, sintetičnega kavčuka, polivinilklorida in drugih plastičnih mas, kloroprenskega kavčuka, pesticidov, zdravil in mnogih drugih potrebnih in uporabnih izdelkov. Preostanek se porabi za sintezo anorganskih kloridov, v industriji celuloze in papirja za beljenje lesne mase in za čiščenje vode. Klor se v metalurški industriji uporablja v relativno majhnih količinah. Z njegovo pomočjo se pridobivajo zelo čiste kovine - titan, kositer, tantal, niobij. S sežiganjem vodika v kloru dobimo vodikov klorid, iz njega pa klorovodikovo kislino. Klor se uporablja tudi za proizvodnjo belil (hipokloritov, belil) in dezinfekcijo vode s kloriranjem.
Ilya Leenson
