Cl 2 hacimde. T - keskin, boğucu bir kokuya sahip, havadan 2,5 kat daha ağır, suda az çözünen sarı-yeşil gaz (~ 6,5 g/l); X. R. polar olmayan organik çözücülerde. Serbest halde yalnızca volkanik gazlarda bulunur.
Elde etme yöntemleri
Cl - anyonlarının oksidasyon sürecine dayanmaktadır
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Sanayi
Sulu klorür çözeltilerinin, daha sıklıkla NaCl'nin elektrolizi:
2NaCl + 2H20 = Cl2 + 2NaOH + H2
Laboratuvar
Kons. oksidasyonu Çeşitli oksitleyici maddeler içeren HCI:
4HCI + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H20
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H20
6HCl + KClO3 = 3Cl2 + KCl + 3H20
14HCl + K2Cr207 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H20
Kimyasal özellikler
Klor çok güçlü bir oksitleyici maddedir. Metalleri, metal olmayanları ve karmaşık maddeleri oksitleyerek çok kararlı Cl - anyonlarına dönüştürür:
Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -
Metallerle reaksiyonlar
Aktif metaller kuru klor gazı atmosferinde tutuşur ve yanar; bu durumda metal klorürler oluşur.
Cl2 + 2Na = 2NaCl
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
Düşük aktif metaller ıslak klor veya onun sulu çözeltileri tarafından daha kolay oksitlenir:
Cl2 + Cu = CuCl2
3Cl2 + 2Au = 2AuCl3
Ametallerle reaksiyonlar
Klor yalnızca O 2, N 2, C ile doğrudan etkileşime girmez. Diğer metal olmayanlarla reaksiyonlar farklı koşullar altında meydana gelir.
Ametal halojenürler oluşur. En önemli reaksiyon hidrojenle etkileşimdir.
Cl2 + H2 = 2HC1
Cl 2 + 2S (eriyik) = S 2 Cl 2
ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (veya РCl 5 - Cl 2'den fazla)
2Cl2 + Si = SiCl4
3Cl2 + I2 = 2ICl3
Serbest metal olmayanların (Br 2, I 2, N 2, S) bileşiklerinden yer değiştirmesi
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl
3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl
Suda ve alkalilerin sulu çözeltilerinde klorun orantısızlığı
Kendi kendine oksidasyon-kendi kendine indirgemenin bir sonucu olarak, bazı klor atomları Cl - anyonlarına dönüştürülürken, pozitif oksidasyon durumundaki diğerleri ClO - veya ClO 3 - anyonlarına dahil edilir.
Cl2 + H2O = HCl + HClO hipokloröz asit
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H20
3Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H20
Bu reaksiyonlar önemlidir çünkü oksijen klor bileşiklerinin üretimine yol açarlar:
KClO3 ve Ca(ClO)2 - hipokloritler; KClO3 - potasyum klorat (Berthollet tuzu).
Klorun organik maddelerle etkileşimi
a) OM moleküllerindeki hidrojen atomlarının değiştirilmesi
b) Cl2 moleküllerinin çoklu karbon-karbon bağlarının kopma bölgesine bağlanması
H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-dikloroetan
HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl21,1,2,2-tetrakloroetan
Hidrojen klorür ve hidroklorik asit
Hidrojen klorür gazı
Fiziksel ve kimyasal özellikler
HC1 - hidrojen klorür. Rev'de. T - renksiz. keskin kokulu bir gazdır ve oldukça kolay sıvılaşır (en -114°C, kn -85°C). Hem gaz hem de sıvı haldeki susuz HCl, elektriksel olarak iletken değildir ve metallere, metal oksitlere ve hidroksitlere ve diğer birçok maddeye karşı kimyasal olarak etkisizdir. Bu, suyun yokluğunda hidrojen klorürün asidik özellikler sergilemediği anlamına gelir. Gaz halindeki HCl, Cu ve Ag gibi düşük aktif metallerle bile yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girer.
HCl'deki klorür anyonunun indirgeyici özellikleri de küçük bir ölçüde görülür: hacimce flor ile oksitlenir. T ve ayrıca yüksek T'de (600°C) katalizörlerin varlığında oksijenle tersinir şekilde reaksiyona girer:
2HCl + F2 = Cl2 + 2HF
4HCl + O2 = 2Сl2 + 2H2O
Gaz halindeki HCl, organik sentezlerde (hidroklorlama reaksiyonları) yaygın olarak kullanılır.
Elde etme yöntemleri
1. Basit maddelerden sentez:
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Hidrokarbonların klorlanması sırasında yan ürün olarak oluşur:
R-H + Cl2 = R-Cl + HC1
3. Laboratuarda kons. Klorürler için H 2 SO 4:
H 2 SO 4 (kons.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (düşük ısıtmayla)
H 2 SO 4 (kons.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (çok yüksek ısıtmayla)
HCl'nin sulu çözeltisi - güçlü asit (hidroklorik veya hidroklorik)
HCl suda çok çözünür: hacim olarak. 1 litre H2O'da ~ 450 litre gaz çözülür (çözünmeye önemli miktarda ısı açığa çıkması eşlik eder). Doymuş çözelti, %36-37'ye eşit bir HCl kütle fraksiyonuna sahiptir. Bu çözeltinin çok keskin ve boğucu bir kokusu vardır.
Sudaki HCl molekülleri neredeyse tamamen iyonlara ayrışır, yani. sulu bir HCl çözeltisi güçlü bir asittir.
Hidroklorik asidin kimyasal özellikleri
1. Suda çözünmüş HCl, H+ iyonlarının varlığı nedeniyle asitlerin tüm genel özelliklerini gösterir
HCl → H + + Cl -
Etkileşim:
a) metallerle (H'ye kadar):
2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2
b) bazik ve amfoterik oksitlerle:
2HCl + CuO = CuCl2 + H20
6HCl + Al203 = 2AlCl3 + ZN20
c) bazlar ve amfoterik hidroksitlerle:
2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H20
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + ZH20
d) zayıf asitlerin tuzları ile:
2HCl + CaCO3 = CaCl2 + C02 + H3O
HCl + C6H5ONa = C6H5OH + NaCl
e) amonyakla:
HCl + NH3 = NH4Cl
Güçlü oksitleyici maddeler F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr207 ile reaksiyonlar. Cl - anyonu serbest halojene oksitlenir:
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Reaksiyon denklemleri için bkz. "Klor üretimi." Hidroklorik ve nitrik asitler arasındaki ORR özellikle önemlidir:
Organik bileşiklerle reaksiyonlar
Etkileşim:
a) aminlerle (organik bazlar olarak)
R-NH2 + HC1 → + Cl -
b) amino asitlerle (amfoterik bileşikler olarak)
Klor oksitler ve oksoasitler
Asidik oksitler
Asitler
Tuzlar
Kimyasal özellikler
1. Tüm klor oksoasitleri ve bunların tuzları güçlü oksitleyici maddelerdir.
2. Hemen hemen tüm bileşikler, molekül içi oksidasyon-redüksiyon veya orantısızlık nedeniyle ısıtıldığında ayrışır.
Beyazlatıcı pudra
Klorik (ağartma) kireç, hipoklorit ve kalsiyum klorürün bir karışımıdır, ağartma ve dezenfektan etkisine sahiptir. Bazen iki asidin anyonlarını aynı anda içeren karışık tuz örneği olarak kabul edilir:
Cirit suyu
Potasyum klorür ve hapokloritin sulu çözeltisi KCl + KClO + H20
(Klor; Yunancadan - sarı-yeşil), Cl - kimyasal. periyodik element sisteminin VII. grubunun elementi; en. N. 17, saat. m.35.453. Keskin bir kokuya sahip sarı-yeşil gaz. Bileşiklerde - 1, + 1, +3, + 5 ve + 7 oksidasyon durumlarını sergiler. En kararlı bileşikler, aşırı oksidasyon durumlarına sahip X.'dir: - 1 ve + 7. Doğal X., 35Cl (%75,53) izotoplarından oluşur. ) ve 37Сl (%24,47). Kütle numaraları 32-40 olan yedi radyoaktif izotop ve iki izomeri bilinmektedir; 3,08 x 105 yıllık yarı ömre sahip en uzun ömürlü izotop 36Cl (beta bozunması, elektron yakalama). X., 1774 yılında İsveçli kimyager K. Scheele tarafından keşfedildi ve 1810'da İngilizler tarafından izole edildi. kimyager G. Davy.
Yer kabuğundaki klor içeriği %4,5 x 10-2'dir. Ch var. varış. deniz suyunda (% 2'ye kadar klorür), kaya tuzu NaCl, silvit, karnalit, bişofit MgCl2x6H20 ve kainit KMg 3H20 birikintileri şeklinde. Temel fiziksel X elementinin sabitleri. erime noktası -101.6° C; kaynama noktası - 34,6° C; sıvı X'in yoğunluğu (kaynama noktasında) 1,56 g/cm3; füzyon ısısı 1,62 kcal/mol; buharlaşma ısısı (kaynama noktasında) 4,42 kcal/mol. X. çoğu metal olmayan maddeyle doğrudan birleşir (karbon hariç)
Yapısal çeliklerin kritik sıcaklıklara göre soğuk direncini karakterize eden, gevrek kırılmanın başlangıcı ve yayılmasındaki stresin sıcaklığa bağlılığı: 1 - akma dayanımı; 2 - yıkımın meydana gelmesi; h - yıkımın yayılması; t > t1 - sünek tahribat alanı; t2< t < t1, - область квазихрупких разрушений; t < t2-область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
Bazen klor, eser miktarda nem varlığında metallerle reaksiyona girer. Kuru klor demir ile etkileşime girmez, bu da demirin çelik silindirlerde saklanmasına olanak tanır. 540°C'nin üzerinde hiçbir metal X'e dayanıklı değildir (bu sıcaklıkta gaz halindeki X'e en dayanıklı olan, Inconel gibi yüksek nikelli metaller paslanmaya başlar). Suda çözünür (25 ° C sıcaklıkta 1 hacim su başına 2 hacim), hipokloröz ve hidroklorik asit çözeltisi oluşturmak üzere kısmen hidrolize olur. X.'nin metal olmayan bileşiklerinden en önemlisi, Klorun hidrojen ile doğrudan etkileşimi (ışıkta) yoluyla veya güçlü minerallerin, asitlerin (örneğin H2SO4) metal üzerindeki etkisi altında oluşan HCl klorürdür. klorlu bileşikler (örneğin NaCl) ve çoğul elde edildiğinde de bir yan üründür. organoklor bileşikleri. Klorür renksiz bir gazdır, kuru halde çoğu metal ve bunların oksitleriyle etkileşime girmez. Suda çok iyi çözünür (25° C sıcaklıkta 1 hacim suda 426 hacim HCl), hidroklorik asit oluşturur.
Çok güçlü olan hidroklorik asit, tüm elektronegatif metallerle (hidrojenin üzerinde elektrokimyasal voltaj serisinde duran) etkileşime girer. Hidrojen klorürün sulu olmayan çözeltilerinde (örneğin asetonitrilde), bazı elektropozitif maddeler (örneğin ) de korozyona uğrayabilir. Klor oksijenle doğrudan etkileşime girmez. Cl20, ClO2, Cl206 ve Cl207 dolaylı olarak elde edilebilir; bunlar, HClO - hipokloröz (tuzlar - hipokloritler), HClO2 - klorür (tuzlar -), HClO3 - hipokloröz (tuzlar - kloratlar) ve HClO4 - perklorik (tuzlar - perkloratlar) asitlerine karşılık gelir. ). Hipokloröz ve klorür bileşikleri kararsızdır ve yalnızca seyreltik sulu çözeltilerde bulunur. Tüm klorlar güçlü oksitleyici maddelerdir.
To-t ve tuzlarının oksitleme yeteneği azalır ve gücü hipoklorözden kloriğe doğru artar. En yaygın kullanılan oksitleyici maddeler, kalsiyum klorit Ca(OCl)2, bertolit tuzu KClO3 ve ağartıcı Ca2OCl2 - hidroklorik ve hipokloröz asidin çift tuzudur. Klor diğer halojenlerle birleşerek interhalojen bileşikleri oluşturur: ClF, ClF3, BrCl, IСl ve IC3. Kimyaya göre Klorlu () elementlerin kutsal bileşikleri tuz benzeri, asit klorürlere ve tuz benzeri olmayan nötrlere ayrılır. Tuz benzeri klorürler, periyodik element sisteminin alt gruplarının I, II ve IIIa metallerinin klorlu bileşiklerini ve ayrıca daha düşük oksidasyon durumlarında diğer grupların X. metallerini içeren bileşikleri içerir. Tuz benzeri klorürlerin çoğu yüksek sıcaklıklarda erir ve birkaç istisna (örneğin AgCl) dışında suda oldukça çözünür.
Erimiş haldeki tuz benzeri maddeler akımı nispeten iyi iletir (800 ° C sıcaklıkta iletkenlikleri LiCl - 2,17; NaCl - 3,57; KCl - 2,20 ohm -1 cb -1'dir). Asit klorürler, metal olmayan klorürleri (örneğin bor, silikon, fosfor) ve daha yüksek oksidasyon durumlarında periyodik sistemin alt grubu IIIb ve grup IV-VIII'in metal klorürlerini içerir. Asit klorürler su ile etkileşime girdiğinde karşılık gelen asidi oluşturur ve klorürü serbest bırakır. Tuz olmayan bir nötr klorür örneğin CCl4 tetraklorürdür. Temel balo. NaCl veya HCl'nin (grafit veya titanyum anotlar) X. çözeltilerini elde etme yöntemi. Klor çok zehirlidir, havada izin verilen maksimum serbest X içeriği 0,001 mg/l'dir. Halojenlerin pratikte en önemlisi olan klor, kumaş ve kağıtların ağartılmasında, içme suyunun dezenfekte edilmesinde, hidroklorik asit üretiminde, organik sentezlerde, klor metalurjisi yöntemleri kullanılarak birçok metalin üretiminde ve saflaştırılmasında kullanılır. Hipokloritler ayrıca piroteknikte ve kibrit üretiminde ağartıcı ve dezenfektan olarak kullanılır ve perkloratlar katı roket yakıtlarının bir bileşeni olarak kullanılır.
Klor gazı sarı-yeşil renktedir. Zehirlidir, keskin, boğucu, hoş olmayan bir kokusu vardır. Klor havadan daha ağırdır ve suda nispeten iyi çözünür (1 hacim su için, 2 hacim klor), klorlu su oluşturur; Cl 2 aqi -34 °C sıcaklıkta sıvıya dönüşür ve -101 °C'de sertleşir. Yoğunluk 1,568 g/cm³
Cl - Birinci Dünya Savaşı sırasında kimyasal savaş ajanı olarak kullanılan bir maddedir, çünkü havadan ağırdır ve dünya yüzeyinin üzerinde iyi tutulur. Havada izin verilen maksimum serbest klor konsantrasyonu 0,001 mg/l'dir.
Kronik klor zehirlenmesi ciltte, akciğer ve bronş hastalıklarında değişikliklere neden olur. Klor zehirlenmesi durumunda panzehir olarak alkol buharının eterle karışımı veya su buharının amonyakla karıştırılması kullanılmalıdır.
Küçük miktarlarda klor, bakteriler üzerinde zararlı bir etkiye sahip olduğundan üst solunum yolu hastalıklarını tedavi edebilir. Dezenfektan etkisi nedeniyle klor, hidrojenli suyu dezenfekte etmek için kullanılır.
Tuzlar olarak hayati elementlerdir. Sofra tuzu formundaki klor, yiyeceklerde sürekli olarak kullanılır ve aynı zamanda yeşil bitkilerin - klorofilin bir parçasıdır.
Klorun hidrojenle etkileşimi yalnızca ışıkta patlayıcı bir şekilde gerçekleşir:
Cl2 + H2 = 2HCl
2Na + Cl2 = 2NaCl
Bu, düşük dereceli alaşımlardaki asil metallerin yüzdesini arttırmanın temelidir, bunun için önceden ezilmiş malzeme serbestçe geçen klor varlığında ısıtılır.
Metaller farklı oksidasyon durumlarına sahip olabiliyorsa, klorla reaksiyona girdiğinde en yüksek değerleri sergilerler:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Cu + Cl2 = CuCl2
Klorun karmaşık maddelerle etkileşimi
Klor karmaşık maddelerle etkileşime girdiğinde, örneğin suyla etkileşime girdiğinde olduğu gibi davranır. İlk başta halojen suda çözünerek klorlu suyu (Claq) oluşturur ve ardından yavaş yavaş su ile klor arasında bir reaksiyon başlar:
Cl2 + H20 = 2HCl + [O]
Ancak bu reaksiyon hemen nihai ürünlerin oluşmasına yol açmaz. İşlemin ilk aşamasında iki asit oluşur - hidroklorik HC1 ve hipokloröz (bu asit karışımı çözülür)
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Hipokloröz asit daha sonra ayrışır:
HC1O = HC1 + [O]
Atom oluşumuOksijen, klorun oksitleyici etkisini büyük ölçüde açıklar. Klorlu suya konulan organik boyaların rengi bozulur. Turnusol testi asitte karakteristik rengini kazanmaz, ancak onu tamamen kaybeder.Bu, turnusol üzerinde oksitleyici etkisi olan atomik oksijenin varlığıyla açıklanır.
Halojenler ayrıca organik maddelerle de reaksiyona girer
Terebentine (hidrojen ve karbondan oluşan organik bir madde) batırılmış bir kağıt parçasını klor atmosferine sokarsanız, büyük miktarda kurumun salındığını ve hidrojen klorür kokusunu fark edeceksiniz, bazen reaksiyon tutuşmayla ilerler. Bu, klorun hidrojenli bileşiklerden ayrılarak hidrojen klorür oluşturması ve serbest halde kurum şeklinde salınması ile açıklanmaktadır. Bu nedenle kauçuk ürünler kullanılmaz.
15.1. Halojenlerin ve kalkojenlerin genel özellikleri
Halojenler (“tuz üreten tuzlar”) grup VIIA'nın elemanlarıdır. Bunlar arasında flor, klor, brom ve iyot bulunur. Bu grup aynı zamanda kararsız ve dolayısıyla doğada bulunmayan astatini de içerir. Bazen hidrojen de bu gruba dahil edilir.
Kalkojenler (“bakır üreten”) VIA grubunun elemanlarıdır. Bunlar, doğada pratik olarak bulunmayan oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyumu içerir.
Doğada bulunan sekiz atomdan elementler bu iki gruptan en yaygın oksijen atomları ( w= %49,5, ardından bol miktarda klor atomu gelir ( w= %0,19), sonra – kükürt ( w= %0,048), ardından flor ( w= %0,028). Diğer elementlerin atomları yüzlerce, binlerce kat daha küçüktür. Sekizinci sınıfta zaten oksijen okudunuz (Bölüm 10); diğer elementlerden en önemlileri klor ve kükürttür; bu bölümde onlarla tanışacaksınız.
Halojen ve kalkojen atomlarının yörünge yarıçapları küçüktür ve her grubun yalnızca dördüncü atomu bir angstroma yaklaşır. Bu, tüm bu elementlerin metal olmayan elementler olduğu ve yalnızca tellür ve iyotun bazı amfoteriklik belirtileri gösterdiği gerçeğine yol açmaktadır.
Halojenlerin genel değerlik elektronik formülü ns 2 n.p. 5 ve kalkojenler – ns 2 n.p. 4. Atomların küçük boyutu elektron vermelerine izin vermez; aksine, bu elementlerin atomları onları kabul etme eğiliminde olup tek yüklü (halojenler için) ve çift yüklü (kalkojenler için) anyonlar oluşturur. Bu elementlerin atomları küçük atomlarla birleşerek kovalent bağlar oluşturur. Yedi değerlik elektronu, halojen atomlarının (flor hariç) yediye kadar kovalent bağ oluşturmasını ve kalkojen atomlarının altı değerlik elektronunun altıya kadar kovalent bağ oluşturmasını sağlar.
En elektronegatif element olan flor bileşiklerinde yalnızca bir oksidasyon durumu mümkündür, yani –I. Bildiğiniz gibi oksijenin maksimum oksidasyon durumu +II'dir. Diğer elementlerin atomları için en yüksek oksidasyon durumu grup numarasına eşittir.
VIIA grubu elementlerinin basit maddeleri yapı olarak aynı tiptedir. Diatomik moleküllerden oluşurlar. Normal koşullar altında flor ve klor gaz, brom sıvı ve iyot katıdır. Kimyasal özelliklerine göre bu maddeler güçlü oksitleyici maddelerdir. Atom numarası arttıkça atom boyutlarının artması nedeniyle oksidatif aktiviteleri azalır.
Grup VIA elemanlarının basit maddelerinden normal koşullar altında yalnızca oksijen ve ozon gaz halindedir ve sırasıyla diatomik ve triatomik moleküllerden oluşur; geri kalanı katıdır. Kükürt, Se polimer moleküllerinden sekiz atomlu siklik moleküller S8, selenyum ve tellürden oluşur. N ve Te N. Oksidatif aktiviteleri açısından kalkojenler halojenlerden daha düşüktür: yalnızca oksijen güçlü bir oksitleyici maddedir, geri kalanı ise çok daha az oranda oksitleyici özellikler gösterir.
Birleştirmek hidrojen bileşikleri halojenler (HE) genel kurala tamamen uygundur ve H2E bileşiminin sıradan hidrojen bileşiklerine ek olarak kalkojenler, H2E bileşiminin daha karmaşık hidrojen bileşiklerini de oluşturabilirler N zincir yapısı. Sulu çözeltilerde hem hidrojen halojenürler hem de diğer kalkojen hidrojenler asidik özellikler sergiler. Molekülleri asit parçacıklarıdır. Bunlardan yalnızca HCl, HBr ve HI kuvvetli asitlerdir.
Halojen oluşumu için oksitler karakteristik değildir, çoğu kararsızdır, ancak E207 bileşiminin daha yüksek oksitleri tüm halojenler için bilinmektedir (oksijen bileşikleri oksit olmayan flor hariç). Tüm halojen oksitler moleküler maddelerdir; kimyasal özellikleri asidik oksitlerdir.
Değerlik yeteneklerine göre kalkojenler iki dizi oksit oluşturur: EO 2 ve EO 3. Bu oksitlerin tümü asidiktir.
Halojenlerin ve kalkojenlerin hidroksitleri oksoasitlerdir.
VIA ve VIIA gruplarının elementlerinin atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini ve enerji diyagramlarını yapın. Dış ve değerlik elektronlarını belirtin.
Klor halojenlerin en yaygın olanıdır ve bu nedenle en önemlisidir.
Yer kabuğunda minerallerde klor bulunur: halit (kaya tuzu) NaCl, silvit KCl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O ve diğerleri. Ana endüstriyel üretim yöntemi, sodyum veya potasyum klorürlerin elektrolizidir.
Basit bir madde olan klor, keskin, boğucu bir kokuya sahip yeşilimsi bir gazdır. –101 °C'de yoğunlaşarak sarı-yeşil bir sıvıya dönüşür. Klor çok zehirlidir; Birinci Dünya Savaşı sırasında onu kimyasal savaş ajanı olarak bile kullanmaya çalıştılar.
Klor en güçlü oksitleyici ajanlardan biridir. Çoğu basit maddeyle reaksiyona girer (istisnalar: soy gazlar, oksijen, nitrojen, grafit, elmas ve diğerleri). Sonuç olarak halojenürler oluşur:
Cl2 + H2 = 2HCl (ısıtıldığında veya ışığa maruz bırakıldığında);
5Cl2 + 2P = 2PCl5 (fazla klor yakıldığında);
Cl2 + 2Na = 2NaCl (oda sıcaklığında);
3Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (oda sıcaklığında);
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3 (ısıtıldığında).
Ayrıca klor birçok karmaşık maddeyi oksitleyebilir, örneğin:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl (gaz fazında ve çözeltide);
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl (gaz fazında ve çözeltide);
Cl2 + H2S = 2HCl + S (çözelti içinde);
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl (çözelti içinde);
Cl2 + 3H202 = 2HCl + 2H20 + O2 (konsantre çözelti içinde);
Cl2 + CO = CCl20 (gaz fazında);
Cl2 + C2H4 = C2H4Cl2 (gaz fazında).
Suda klor kısmen çözülür (fiziksel olarak) ve kısmen onunla geri dönüşümlü olarak reaksiyona girer (bkz. § 11.4 c). Soğuk bir potasyum hidroksit çözeltisi (ve diğer herhangi bir alkali) ile geri dönüşü olmayan bir şekilde benzer bir reaksiyon meydana gelir:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H20.
Sonuç olarak, bir potasyum klorür ve hipoklorit çözeltisi oluşur. Kalsiyum hidroksit ile reaksiyona girdiğinde ağartıcı adı verilen bir CaCl2 ve Ca(ClO)2 karışımı oluşur.
Sıcak konsantre alkali çözeltileri ile reaksiyon farklı şekilde ilerler:
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H20.
KOH ile reaksiyona girdiğinde bu, Berthollet tuzu adı verilen potasyum kloratı üretir.
Hidrojen klorür tek hidrojen bağlantısı klor Boğucu bir kokuya sahip olan bu renksiz gaz, suda oldukça çözünür (onunla tamamen reaksiyona girerek oksonyum iyonları ve klorür iyonları oluşturur (bkz. § 11.4). Sudaki çözeltisine hidroklorik veya hidroklorik asit denir. Bu en önemli ürünlerden biridir) Hidroklorik asit birçok endüstride tüketildiğinden kimyasal teknolojinin gelişimi. Özellikle mide suyunda yer alması ve yiyeceklerin sindirimini kolaylaştırması nedeniyle insanlar için de büyük önem taşımaktadır.
Hidrojen klorür daha önce endüstriyel olarak klorun hidrojen içinde yakılmasıyla üretiliyordu. Şu anda, hidroklorik asit ihtiyacı, metan gibi çeşitli organik maddelerin klorlanması sırasında bir yan ürün olarak oluşan hidrojen klorürün kullanımıyla neredeyse tamamen karşılanmaktadır:
CH4 + Cl2 = CH3 + HC1
Ve laboratuvarlar, sodyum klorürü konsantre sülfürik asitle işleyerek hidrojen klorür üretiyor:
NaCl + H2S04 = HC1 + NaHSO4 (oda sıcaklığında);
2NaCl + 2H2S04 = 2HCl + Na2S207 + H20 (ısıtıldığında).
Daha yüksek oksit klor Cl 2 O 7 – renksiz yağlı sıvı, moleküler madde, asidik oksit. Su ile reaksiyonu sonucunda, ayrı bir madde olarak mevcut olan tek klor oksoasit olan perklorik asit HClO4'ü oluşturur; geri kalan klor oksoasitleri yalnızca sulu çözeltilerde bilinmektedir. Bu klor asitlerine ilişkin bilgiler Tablo 35'te verilmektedir.
Tablo 35. Klor asitleri ve tuzları
K/Ç |
Formül |
İsim |
Güç |
İsim |
hidroklorik |
||||
hipokloröz |
hipoklorit |
|||
klorür |
||||
hipokloröz |
||||
perkloratlar |
Çoğu klorür suda çözünür. İstisnalar AgCl, PbCl2, TlCl ve Hg2Cl2'dir. Test çözeltisine gümüş nitrat çözeltisi eklendiğinde renksiz bir gümüş klorür çökeltisinin oluşması – niteliksel reaksiyon klorür iyonu için:
Ag + Cl = AgCl
Klor laboratuvarda sodyum veya potasyum klorürlerden elde edilebilir:
2NaCl + 3H2S04 + MnO2 = 2NaHSO4 + MnS04 + 2H20 + Cl2
Bu yöntemi kullanarak klor üretirken oksitleyici bir madde olarak yalnızca manganez dioksiti değil aynı zamanda KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3'ü de kullanabilirsiniz.
Sodyum ve potasyum hipokloritler çeşitli ev tipi ve endüstriyel ağartıcılara dahildir. Ağartıcı aynı zamanda ağartıcı olarak da kullanılır ve aynı zamanda dezenfektan olarak da kullanılır.
Potasyum klorat kibrit, patlayıcı ve piroteknik bileşimlerin üretiminde kullanılır. Isıtıldığında ayrışır:
4KClO3 = KCl + 3KClO4;
2KClO3 = 2KCl + O2 (Mn02 varlığında).
Potasyum perklorat da ayrışır, ancak daha yüksek bir sıcaklıkta: KClO4 = KCl + 2O2.
1. Paragraf metninde iyonik denklemlerin verildiği reaksiyonlar için moleküler denklemler oluşturun.
2. Paragraf metninde verilen reaksiyonların denklemlerini açıklayıcı bir şekilde yazın.
3. a) klorun, b) hidrojen klorürün (ve hidroklorik asidin), c) potasyum klorürün ve d) baryum klorürün kimyasal özelliklerini karakterize eden reaksiyon denklemlerini oluşturun.
Klor bileşiklerinin kimyasal özellikleri
Çeşitli allotropik modifikasyonlar farklı koşullar altında stabildir eleman kükürt. Normal koşullar altında basit madde kükürt, sekiz atomlu moleküllerden oluşan sarı, kırılgan kristal bir maddedir:
Bu sözde ortorombik kükürt (veya -kükürt) S 8'dir. (Ad, bu maddenin kristallerinin simetrisini karakterize eden kristalografik bir terimden gelir). Isıtıldığında erir (113 ° C), aynı moleküllerden oluşan hareketli sarı bir sıvıya dönüşür. Daha fazla ısıtmayla döngüler bozulur ve çok uzun polimer molekülleri oluşur; eriyik koyulaşır ve çok viskoz hale gelir. Bu sözde -sülfür S'dir N. Kükürt, yapısı oksijen moleküllerine benzer olan diatomik moleküller S2 formunda (445 °C) kaynar. Bu moleküllerin yapısı oksijen molekülleri gibi kovalent bağ modeli çerçevesinde tanımlanamaz. Ayrıca kükürtün başka allotropik modifikasyonları da vardır.
Doğada, çıkarıldığı doğal kükürt yatakları vardır. Çıkarılan kükürtün çoğu, sülfürik asit üretmek için kullanılır. Kükürtün bir kısmı tarımda bitkileri korumak için kullanılıyor. Saflaştırılmış kükürt tıpta cilt hastalıklarını tedavi etmek için kullanılır.
İtibaren hidrojen bileşikleri kükürt, en önemlisi hidrojen sülfür (monosülfan) H 2 S'dir. Çürük yumurta kokusuna sahip, renksiz, zehirli bir gazdır. Suda az çözünür. Çözünme fizikseldir. Hidrojen sülfür moleküllerinin protolizi, küçük bir dereceye kadar sulu bir çözeltide ve daha da az bir ölçüde ortaya çıkan hidrosülfit iyonlarında meydana gelir (bkz. Ek 13). Bununla birlikte, sudaki bir hidrojen sülfit çözeltisine hidrojen sülfit asit (veya hidrojen sülfür suyu) adı verilir.
Hidrojen sülfür havada yanar:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + S02 (fazla oksijenle).
Havada hidrojen sülfit varlığına kalitatif bir reaksiyon, siyah kurşun sülfit oluşumudur (kurşun nitrat çözeltisiyle nemlendirilmiş filtre kağıdının kararması:
H 2 S + Pb 2 + 2H 2 Ö = PbS + 2H 3O
Kurşun sülfürün çözünürlüğünün çok düşük olması nedeniyle reaksiyon bu yönde ilerlemektedir.
Kükürt, hidrojen sülfürün yanı sıra diğer sülfanları da oluşturur H 2 S Nörneğin disülfan H2S2, yapı olarak hidrojen peroksite benzer. Aynı zamanda çok zayıf bir asittir; tuzu pirit FeS2'dir.
Kükürt, atomlarının değerlik yeteneklerine uygun olarak iki form oluşturur. oksit: SO2 ve SO3. Kükürt dioksit (genellikle kükürt dioksit olarak bilinir), öksürüğe neden olan keskin bir kokuya sahip renksiz bir gazdır. Kükürt trioksit (eski adı sülfürik anhidrittir), ısıtıldığında moleküler bir maddeye dönüşen katı, son derece higroskopik, moleküler olmayan bir maddedir. Her iki oksit de asidiktir. Su ile reaksiyona girdiğinde sırasıyla kükürt dioksit ve kükürt dioksit oluştururlar. asitler.
Seyreltik çözeltilerde sülfürik asit, tüm karakteristik özelliklerine sahip tipik bir kuvvetli asittir.
Saf sülfürik asit ve konsantre çözeltileri çok güçlü oksitleyici maddelerdir ve buradaki oksitleyici atomlar hidrojen atomları değil, +VI oksidasyon durumundan +IV oksidasyon durumuna hareket eden kükürt atomlarıdır. Sonuç olarak, konsantre sülfürik asit ile reaksiyona girdiğinde genellikle kükürt dioksit oluşur, örneğin:
Cu + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20;
2KBr + 3H2S04 = 2KHSO4 + Br2 + S02 + 2H20.
Böylece hidrojenin sağındaki voltaj serisinde yer alan metaller (Cu, Ag, Hg) bile konsantre sülfürik asitle reaksiyona girer. Aynı zamanda oldukça aktif bazı metaller (Fe, Cr, Al, vb.) konsantre sülfürik asitle reaksiyona girmez, bunun nedeni bu tür metallerin yüzeyinde yoğun bir koruyucu filmin etkisi altında oluşmasıdır. sülfürik asit, daha fazla oksidasyonu önler. Bu fenomene denir pasivasyon.
Dibazik asit olan sülfürik asit iki sıra oluşturur tuzlar: orta ve ekşi. Asit tuzları yalnızca alkali elementler ve amonyum için izole edilir; diğer asit tuzlarının varlığı şüphelidir.
Orta dereceli sülfatların çoğu suda çözünür ve sülfat iyonu pratikte anyonik bir baz olmadığından anyon hidrolizine uğramaz.
Sülfürik asit üretimine yönelik modern endüstriyel yöntemler, kükürt dioksitin üretilmesine (1. aşama), bunun trioksite oksidasyonuna (2. aşama) ve kükürt trioksitin su ile etkileşimine (3. aşama) dayanmaktadır.
Kükürt dioksit, kükürtün veya çeşitli sülfitlerin oksijende yakılmasıyla üretilir:
S + O2 = S02;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.
Demir dışı metalurjide sülfür cevherlerinin kavrulması işlemine her zaman sülfürik asit üretmek için kullanılan kükürt dioksit oluşumu eşlik eder.
Normal koşullar altında kükürt dioksitin oksijenle oksitlenmesi mümkün değildir. Oksidasyon, bir katalizör - vanadyum(V) veya platin oksit varlığında ısıtılarak gerçekleştirilir. Her ne kadar tepki
2SO 2 + Ç 2 2SO 3 + Q
geri dönüşümlüdür, verim %99'a ulaşır.
Ortaya çıkan kükürt trioksit ve hava gaz karışımı temiz sudan geçirilirse kükürt trioksitin çoğu emilmez. Kayıpları önlemek için gaz karışımı sülfürik asit veya bunun konsantre çözeltilerinden geçirilir. Bu disülfürik asit üretir:
S03 + H2S04 = H2S207.
Sülfürik asit içindeki bir disülfürik asit çözeltisine oleum adı verilir ve genellikle sülfürik asit içindeki bir kükürt trioksit çözeltisi olarak temsil edilir.
Oleumu suyla seyrelterek hem saf sülfürik asit hem de çözeltilerini elde edebilirsiniz.
1.Yapısal formüller oluşturun
a) kükürt dioksit, b) kükürt trioksit,
c) sülfürik asit, d) disülfürik asit.
1774 yılında İsveçli kimyager Karl Scheele ilk kez klor elde etti, ancak bunun ayrı bir element değil, bir tür hidroklorik asit (kalorizatör) olduğuna inanılıyordu. Elemental klor, 19. yüzyılın başında sofra tuzunu elektroliz yoluyla klor ve sodyuma ayrıştıran G. Davy tarafından elde edildi.
Klor (Yunanca χλωρός - yeşil), D.I. kimyasal elementlerin periyodik tablosunun XVII. grubunun bir elementidir. Mendeleev'in atom numarası 17 ve atom kütlesi 35.452'dir. Kabul edilen isim Cl (Latince'den klor).
Doğada olmak
Klor, yerkabuğunda en çok bulunan halojendir ve çoğunlukla iki izotop halindedir. Kimyasal aktivitesinden dolayı sadece birçok mineralin bileşikleri halinde bulunur.
Klor, güçlü, hoş olmayan bir kokuya ve tatlı bir tada sahip, zehirli, sarı-yeşil bir gazdır. Keşfedildikten sonra klor olarak adlandırılması önerildi. halojen kimyasal olarak en aktif metal olmayanlardan biri ile aynı adı taşıyan grupta yer alır.
Günlük klor ihtiyacı
Normalde sağlıklı bir yetişkinin günde 4-6 g klor alması gerekir; aktif fiziksel aktivite veya sıcak hava (terlemenin artmasıyla) ile buna olan ihtiyaç artar. Tipik olarak vücut günlük ihtiyacını dengeli beslenmeyle gıdalardan alır.
Vücuttaki ana klor tedarikçisi sofra tuzudur - özellikle ısıl işlem görmemişse, hazır yemekleri tuzlamak daha iyidir. Ayrıca klor, deniz ürünleri, et ve, içerir.
Başkalarıyla etkileşim
Vücudun asit-baz ve su dengesi klor tarafından düzenlenir.
Klor Eksikliğinin Belirtileri
Klor eksikliği, vücudun dehidrasyonuna yol açan süreçlerden kaynaklanır - sıcakta veya fiziksel efor sırasında aşırı terleme, kusma, ishal ve idrar sisteminin bazı hastalıkları. Klor eksikliğinin belirtileri uyuşukluk ve uyuşukluk, kas zayıflığı, belirgin ağız kuruluğu, tat kaybı ve iştahsızlıktır.
Aşırı klor belirtileri
Vücutta klor fazlalığının belirtileri şunlardır: artan kan basıncı, kuru öksürük, baş ve göğüste ağrı, gözlerde ağrı, gözyaşı, gastrointestinal sistem bozuklukları. Kural olarak, klor dezenfeksiyon sürecinden geçen ve klor kullanımıyla doğrudan ilgili endüstrilerdeki işçilerde meydana gelen sıradan musluk suyunun içilmesi, fazla miktarda klora neden olabilir.
İnsan vücudundaki klor:
- su ve asit-baz dengesini düzenler,
- Osmoregülasyon süreci yoluyla vücuttan sıvı ve tuzları uzaklaştırır,
- normal sindirimi uyarır,
- kırmızı kan hücrelerinin durumunu normalleştirir,
- karaciğerdeki yağları temizler.
Klorun ana kullanımı, polivinil klorür, polistiren köpük, ambalaj malzemelerinin yanı sıra kimyasal savaş maddeleri ve bitki gübreleri üretmek için kullanıldığı kimya endüstrisindedir. İçme suyunun klor ile dezenfekte edilmesi, pratik olarak mevcut tek su arıtma yöntemidir.
Klor muhtemelen simyacılar tarafından elde edildi, ancak keşfi ve ilk araştırması ünlü İsveçli kimyager Carl Wilhelm Scheele'nin adıyla ayrılmaz bir şekilde bağlantılı. Scheele beş kimyasal element keşfetti - baryum ve manganez (Johan Hahn ile birlikte), molibden, tungsten, klor ve diğer kimyagerlerden bağımsız olarak (daha sonra da olsa) - üç tane daha: oksijen, hidrojen ve nitrojen. Bu başarı daha sonra hiçbir kimyager tarafından tekrarlanamadı. Aynı zamanda İsveç Kraliyet Bilimler Akademisi'nin bir üyesi olarak seçilmiş olan Scheele, daha onurlu ve prestijli bir pozisyon alabilecek olmasına rağmen Köping'de basit bir eczacıydı. Prusya kralı Büyük II. Frederick, ona Berlin Üniversitesi'nde kimya profesörü görevini teklif etti. Bu tür cazip teklifleri reddeden Scheele, şunları söyledi: "İhtiyacım olandan fazlasını yiyemiyorum ve burada, Köping'de kazandıklarım yemek yememe yetiyor."
Çok sayıda klor bileşiği elbette Scheele'den çok önce biliniyordu. Bu element, en ünlüsü sofra tuzu da dahil olmak üzere birçok tuzun bir parçasıdır. 1774 yılında Scheele, siyah mineral pirolusiti konsantre hidroklorik asitle ısıtarak serbest formdaki kloru izole etti: MnO2 + 4HCl® Cl2 + MnCl2 + 2H2O.
İlk başta kimyagerler kloru bir element olarak değil, bilinmeyen element muria'nın (Latince muria - tuzlu sudan) oksijenle kimyasal bir bileşiği olarak görüyorlardı. Hidroklorik asidin (murik asit olarak adlandırıldı) kimyasal olarak bağlı oksijen içerdiğine inanılıyordu. Bu, özellikle şu gerçekle "kanıtlandı": ışıkta bir klor çözeltisi durduğunda, ondan oksijen salındı ve çözeltide hidroklorik asit kaldı. Bununla birlikte, oksijeni klordan "yırtmaya" yönelik sayısız girişim hiçbir sonuç vermedi. Bu nedenle hiç kimse kloru kömürle ısıtarak (yüksek sıcaklıklarda oksijeni onu içeren birçok bileşikten "uzaklaştırır") karbondioksit elde edemedi. Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac ve Louis Jacques Thenard tarafından yapılan benzer deneyler sonucunda klorun oksijen içermediği ve basit bir madde olduğu ortaya çıktı. Klorun hidrojenle reaksiyonunda gazların niceliksel oranını analiz eden Gay-Lussac'ın deneyleri de aynı sonuca varmıştır.
1811'de Davy, yeni element için Yunancadan "klor" adını önerdi. "kloros" - sarı-yeşil. Bu tam olarak klorun rengidir. Aynı kök “klorofil” kelimesinde de bulunur (Yunanca “kloros” ve “phyllon” - yapraktan gelir). Bir yıl sonra Gay-Lussac bu ismi "klor" olarak "kısalttı". Ama yine de İngilizler (ve Amerikalılar) bu elemente “klor” diyor, Fransızlar ise klor diyor. Neredeyse tüm 19. yüzyıl boyunca kimyanın “yasa koyucuları” olan Almanlar da bu kısaltılmış ismi benimsedi. (Almanca'da klor Klor'dur). 1811'de Alman fizikçi Johann Schweiger, klor için "halojen" adını önerdi (Yunanca "hals" - tuz ve "gennao" - doğumdan geliyor). Daha sonra, bu terim sadece klora değil, aynı zamanda yedinci gruptaki tüm analoglarına da (flor, brom, iyot, astatin) verildi.
Klor atmosferinde hidrojenin yandığının gösterilmesi ilginçtir: bazen deney sırasında olağandışı bir yan etki meydana gelir: bir uğultu sesi duyulur. Çoğu zaman, hidrojenin sağlandığı ince bir tüp, klorla dolu koni şeklindeki bir kaba indirildiğinde alev uğultu yapar; aynısı küresel şişeler için de geçerlidir, ancak silindirlerde alev genellikle uğultu yapmaz. Bu olguya "şarkı söyleyen alev" adı verildi.
Sulu bir çözeltide klor, suyla kısmen ve oldukça yavaş reaksiyona girer; 25° C'de denge: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl iki gün içinde kurulur. Hipokloröz asit ışıkta ayrışır: HClO ® HCl + O. Ağartma etkisine sahip olduğu düşünülen atomik oksijendir (kesinlikle kuru klorun bu yeteneği yoktur).
Bileşiklerindeki klor, -1'den +7'ye kadar tüm oksidasyon durumlarını sergileyebilir. Oksijen ile klor bir dizi oksit oluşturur, bunların hepsi saf formda kararsız ve patlayıcıdır: Cl2O - sarı-turuncu gaz, ClO2 - sarı gaz (9,7 o C'nin altında - parlak kırmızı sıvı), klor perklorat Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, açık sarı sıvı), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, parlak kırmızı sıvı), Cl 2 O 7 – renksiz, çok patlayıcı sıvı. Düşük sıcaklıklarda kararsız oksitler Cl203 ve ClO3 elde edildi. ClO 2 oksit endüstriyel ölçekte üretilir ve hamuru ağartmak ve içme suyu ile atık suyu dezenfekte etmek için klor yerine kullanılır. Diğer halojenlerle birlikte klor, örneğin ClF, ClF3, ClF5, BrCl, ICl, ICl3 gibi bir dizi interhalojen bileşiği oluşturur.
Klor ve pozitif oksidasyon durumuna sahip bileşikleri güçlü oksitleyici maddelerdir. 1822'de Alman kimyager Leopold Gmelin, sarı kan tuzundan klor ile oksidasyon yoluyla kırmızı tuz elde etti: 2K4 + Cl2® K3 + 2KCl. Klor, bromürleri ve klorürleri kolayca oksitleyerek brom ve iyotu serbest formda açığa çıkarır.
Farklı oksidasyon durumlarındaki klor bir dizi asit oluşturur: HCl - hidroklorik (hidroklorik, tuzlar - klorürler), HClO - hipokloröz (tuzlar - hipokloritler), HClO 2 - klorlu (tuzlar - kloritler), HClO 3 - hipokloröz (tuzlar - kloratlar) , HClO 4 – klor (tuzlar – perkloratlar). Oksijen asitlerinden yalnızca perklorik asit saf haliyle stabildir. Oksijen asitlerinin tuzlarından hipokloritler pratik kullanımda kullanılır, sodyum klorit NaClO2 - kumaşların ağartılması için, kompakt piroteknik oksijen kaynaklarının ("oksijen mumları"), potasyum kloratların (Bertholometa tuzu), kalsiyum ve magnezyumun üretimi için ( kibrit üretiminde piroteknik bileşimlerin ve patlayıcıların bileşenleri gibi tarımsal zararlıları kontrol etmek için, perkloratlar - patlayıcıların ve piroteknik bileşimlerin bileşenleri; Amonyum perklorat katı roket yakıtlarının bir bileşenidir.
Klor birçok organik bileşikle reaksiyona girer. Çift ve üçlü karbon-karbon bağları olan doymamış bileşiklere (asetilen ile reaksiyon patlayıcı bir şekilde ilerler) ve ışıkta benzene hızla bağlanır. Belirli koşullar altında klor, organik bileşiklerdeki hidrojen atomlarının yerini alabilir: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Bu reaksiyon organik kimya tarihinde önemli bir rol oynadı. 1840'larda Fransız kimyager Jean Baptiste Dumas, klorun asetik asitle reaksiyona girdiğinde reaksiyonun şaşırtıcı derecede kolay gerçekleştiğini keşfetti.
CH3COOH + Cl2® CH2ClCOOH + HC1. Aşırı klor ile trikloroasetik asit CCl3COOH oluşur. Ancak pek çok kimyager Dumas'ın çalışmalarına güvenmiyordu. Gerçekten de, Berzelius'un o zamanlar genel kabul gören teorisine göre, pozitif yüklü hidrojen atomlarının yerini negatif yüklü klor atomları alamazdı. Bu görüş o zamanlar aralarında Friedrich Wöhler, Justus Liebig ve tabii ki Berzelius'un da bulunduğu birçok seçkin kimyager tarafından savunuluyordu.
Wöhler, Dumas'la alay etmek için arkadaşı Liebig'e, S. Windler (Schwindler - Almanca'da bir dolandırıcı) adına, Dumas tarafından keşfedildiği iddia edilen reaksiyonun yeni ve başarılı bir uygulaması hakkında bir makale verdi. Makalede Wöhler, manganez asetat Mn(CH3COO) 2'de tüm elementleri değerlerine göre klor ile değiştirmenin nasıl mümkün olduğunu ve bunun sonucunda yalnızca klordan oluşan sarı kristalli bir madde elde edildiğini bariz bir alay konusuyla yazdı. Ayrıca İngiltere'de organik bileşiklerdeki tüm atomların klor atomlarıyla değiştirilmesiyle sıradan kumaşların klorlu kumaşlara dönüştürüldüğü ve aynı zamanda eşyaların görünümlerini koruduğu da söylendi. Bir dipnotta, Londra'daki mağazaların yalnızca klordan oluşan malzeme konusunda yoğun bir ticaret yaptığı, çünkü bu malzemenin gece şapkaları ve sıcak tutan iç çamaşırları için çok iyi olduğu belirtiliyordu.
Klorun organik bileşiklerle reaksiyonu birçok organoklorin ürününün oluşumuna yol açar; bunların arasında yaygın olarak kullanılan çözücüler metilen klorür CH2Cl2, kloroform CHCl3, karbon tetraklorür CCl4, trikloretilen CHCl=CCl2, tetrakloretilen C2Cl 4 bulunur. . Nem varlığında klor, bitkilerin yeşil yapraklarının ve birçok boyanın rengini bozar. Bu 18. yüzyılda kullanıldı. kumaşların ağartılması için.
Zehirli bir gaz olarak klor.
Klor alan Scheele, çok hoş olmayan, güçlü bir koku, nefes almada zorluk ve öksürüğü fark etti. Daha sonra öğrendiğimiz gibi, bir litre havada bu gazdan yalnızca 0,005 mg bulunsa bile kişi klor kokusu alır ve aynı zamanda solunum sistemi üzerinde zaten tahriş edici bir etkiye sahiptir ve solunum sisteminin mukoza hücrelerini tahrip eder. sistemi ve akciğerler. 0,012 mg/l'lik bir konsantrasyonun tolere edilmesi zordur; klor konsantrasyonu 0,1 mg/l'yi aşarsa hayati tehlike oluşturur: nefes alma hızlanır, konvülsif hale gelir ve daha sonra giderek seyrekleşir ve 5-25 dakika sonra solunum durur. Endüstriyel işletmelerin havasında izin verilen maksimum konsantrasyon 0,001 mg/l, yerleşim yerlerinin havasında ise 0,00003 mg/l'dir.
St.Petersburg akademisyeni Toviy Egorovich Lovitz, Scheele'nin 1790'daki deneyini tekrarlayarak, yanlışlıkla havaya önemli miktarda klor saldı. Bunu soluduktan sonra bilincini kaybetti ve düştü, ardından sekiz gün boyunca dayanılmaz göğüs ağrısı yaşadı. Neyse ki iyileşti. Ünlü İngiliz kimyager Davy neredeyse klor zehirlenmesinden ölüyordu. Az miktarda klorla yapılan deneyler bile ciddi akciğer hasarına neden olabileceğinden tehlikelidir. Alman kimyager Egon Wiberg'in klor hakkındaki derslerinden birine şu sözlerle başladığını söylüyorlar: “Klor zehirli bir gazdır. Bir sonraki gösteride zehirlenirsem lütfen beni temiz havaya çıkarın. Ancak ne yazık ki derse ara vermek zorunda kalacağız.” Eğer havaya çok fazla klor salarsanız, bu gerçek bir felakete dönüşür. Bunu Birinci Dünya Savaşı sırasında İngiliz-Fransız birlikleri yaşadı. 22 Nisan 1915 sabahı, Alman komutanlığı savaş tarihindeki ilk gaz saldırısını gerçekleştirmeye karar verdi: Rüzgar düşmana doğru estiğinde, Belçika'nın Ypres kasabası yakınlarındaki altı kilometrelik küçük bir cepheye. Her biri 30 kg sıvı klor içeren 5.730 silindirin valfleri aynı anda açıldı. 5 dakika içinde, Alman siperlerinden yavaşça Müttefiklere doğru ilerleyen devasa sarı-yeşil bir bulut oluştu. İngiliz ve Fransız askerleri tamamen savunmasızdı. Gaz, çatlaklardan tüm barınaklara nüfuz etti, ondan kaçış yoktu: sonuçta gaz maskesi henüz icat edilmemişti. Sonuçta 5 bini ölüm olmak üzere 15 bin kişi zehirlendi. Bir ay sonra, 31 Mayıs'ta Almanlar, doğu cephesinde Rus birliklerine yönelik gaz saldırısını tekrarladı. Bu, Polonya'da Bolimova şehri yakınında gerçekleşti. 12 km cephesinde 12 bin silindirden 264 ton klor ve çok daha zehirli fosgen (karbonik asit klorür COCl 2) karışımı salındı. Çarlık komutanlığı Ypres'te olanları biliyordu ama yine de Rus askerlerinin savunma araçları yoktu! Gaz saldırısı sonucunda kayıplar 9.146 kişiye ulaştı, bunlardan sadece 108'i tüfek ve topçu bombardımanı sonucu, geri kalanı zehirlendi. Aynı zamanda 1.183 kişi de hemen öldü.
Kısa süre sonra kimyagerler klordan nasıl kaçılacağını gösterdiler: Sodyum tiyosülfat çözeltisine batırılmış bir gazlı bezden nefes almanız gerekir (bu madde fotoğrafçılıkta kullanılır, genellikle hiposülfit olarak adlandırılır). Klor, tiyosülfat çözeltisiyle çok hızlı reaksiyona girerek onu oksitler:
Na2S203 + 4Cl2 + 5H20® 2H2S04 + 2NaCl + 6HCl. Elbette sülfürik asit de zararsız bir madde değildir, ancak seyreltilmiş sulu çözeltisi zehirli klordan çok daha az tehlikelidir. Bu nedenle o yıllarda tiyosülfatın başka bir adı vardı - “antiklor”, ancak ilk tiyosülfat gaz maskeleri pek etkili değildi.
1916'da Rus kimyager ve geleceğin akademisyeni Nikolai Dmitrievich Zelinsky, toksik maddelerin aktif karbon tabakası tarafından tutulduğu gerçekten etkili bir gaz maskesi icat etti. Çok gelişmiş bir yüzeye sahip bu tür kömür, hiposülfite batırılmış gazlı bezden önemli ölçüde daha fazla klor tutabilir. Neyse ki “klor saldırıları” tarihte yalnızca trajik bir olay olarak kaldı. Dünya Savaşı'ndan sonra klorun yalnızca barışçıl meslekleri kaldı.
Klor kullanımı.
Her yıl dünya çapında çok büyük miktarda, yani on milyonlarca ton klor üretiliyor. 20. yüzyılın sonunda yalnızca ABD'de. Elektroliz yoluyla yılda yaklaşık 12 milyon ton klor üretildi (kimyasal üretimde 10. sırada). Bunun büyük bir kısmı (% 50'ye kadar) organik bileşiklerin klorinasyonuna - solventler, sentetik kauçuk, polivinil klorür ve diğer plastikler, kloropren kauçuğu, pestisitler, ilaçlar ve diğer birçok gerekli ve faydalı ürünün üretilmesi için harcanmaktadır. Geri kalanı inorganik klorürlerin sentezinde, kağıt hamuru ve kağıt endüstrisinde odun hamurunun ağartılmasında ve suyun arıtılmasında tüketilir. Klor, metalurji endüstrisinde nispeten küçük miktarlarda kullanılır. Onun yardımıyla çok saf metaller elde edilir - titanyum, kalay, tantal, niyobyum. Hidrojenin klor içinde yakılmasıyla hidrojen klorür elde edilir ve ondan hidroklorik asit elde edilir. Klor ayrıca ağartma maddelerinin (hipokloritler, ağartıcı) üretiminde ve klorlama yoluyla su dezenfeksiyonunda da kullanılır.
Ilya Leenson
