Pääalaryhmän ryhmän VII elementtien ominaisuudet, esimerkkinä klooria

Alaryhmän yleiset ominaisuudet

Taulukko 1. Alaryhmän VIIA elementtien nimikkeistö

P-elementit, tyypilliset, ei-metallit (astatiini on puolimetalli), halogeenit.

Alkuaineen Hal elektronikaavio (Hal ≠ F):

Alaryhmän VIIA elementeille on tunnusomaista seuraavat valenssit:

Taulukko 2. Valenssi

3. Alaryhmän VIIA alkuaineille on tunnusomaista seuraavat hapetustilat:

Taulukko 3. Alkuaineiden hapetustilat

Kemiallisen alkuaineen ominaisuudet

Kloori on ryhmän VII A alkuaine. Sarjanumero 17

Suhteellinen atomimassa: 35,4527 a. e.m. (g/mol)

Protonien, neutronien, elektronien lukumäärä: 17,18,17

Atomirakenne:

Elektroninen kaava:

Tyypilliset hapetustilat: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7

Ionisaatioenergia: 1254,9 (13,01) kJ/mol (eV)

Elektronien affiniteetti: 349 (kJ/mol)

Elektronegatiivisuus Paulingin mukaan: 3,20

Yksinkertaisen aineen ominaisuudet

Sidostyyppi: kovalenttinen ei-polaarinen

Diatominen molekyyli

Isotoopit: 35 Cl (75,78 %) ja 37 Cl (24,22 %)

Kidehilan tyyppi: molekyyli

Termodynaamiset parametrit

Taulukko 4

Fyysiset ominaisuudet

Taulukko 5

Kemialliset ominaisuudet

Kloorin vesiliuos on voimakkaasti dismutoitunut ("kloorivesi")

Vaihe 1: Cl2 + H20 = HCl + HOCl

Vaihe 2: HOCl = HCl + [O] – atomihappi

Alaryhmän hapetuskyky laskee fluorista jodiksi = ˃

Kloori on voimakas hapetin:

1. Vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

a) vedyn kanssa:

Cl2 + H2 = 2HCl

b) metallien kanssa:

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

c) joidenkin vähemmän elektronegatiivisten epämetallien kanssa:

3Cl2 + 2P = 2PCl3

Cl 2 + S = SCl 2

Hapen, hiilen ja typen kanssa, klooria suoraan ei reagoi!

2. Vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa

a) vedellä: katso edellä

b) happojen kanssa: ei reagoi!

c) alkaliliuoksilla:

kylmässä: Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O

kuumennettaessa: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

e) monien orgaanisten aineiden kanssa:

Cl2 + CH4 = CH3CI + HCl

C6H6 + Cl2 = C6H5CI + HCl

Tärkeimmät klooriyhdisteet

Kloorivetyä, kloorivetyä(HCl) on väritön, termisesti stabiili kaasu (normaaleissa olosuhteissa), jolla on pistävä haju, höyryää kosteassa ilmassa, liukenee helposti veteen (jopa 500 tilavuutta kaasua/tilavuus vettä) muodostaen kloorivetyhappoa (suolahappoa). -114,22 °C:ssa HCl muuttuu kiinteäksi olomuodoksi. Kiinteässä tilassa kloorivetyä esiintyy kahden kiteisen muunnelman muodossa: ortorombinen, stabiili alla ja kuutio.

Kloorivedyn vesiliuosta kutsutaan suolahapoksi. Veteen liuotettuna tapahtuu seuraavat prosessit:

HCl g + H 2 O l = H 3 O + l + Cl − l

Liukenemisprosessi on erittäin eksoterminen. Veden kanssa HCl muodostaa atseotrooppisen seoksen. Se on vahva monoproottinen happo. Vuorovaikuttaa energisesti kaikkien metallien kanssa vedyn vasemmalla puolella olevassa jännitesarjassa, emäksisten ja amfoteeristen oksidien, emästen ja suolojen kanssa muodostaen suoloja - kloridit:

Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H2

FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O

Kun kloorivety altistuu voimakkaille hapettimille tai elektrolyysin aikana, sillä on pelkistäviä ominaisuuksia:

MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O

Kuumennettaessa kloorivety hapettuu hapen vaikutuksesta (katalyytti - kupari(II)kloridi CuCl 2):

4 HCl + O 2 → 2 H 2 O + 2 Cl 2

Väkevä kloorivetyhappo reagoi kuitenkin kuparin kanssa muodostaen yksiarvoisen kuparikompleksin:

2 Cu + 4 HCI → 2 H + H2

Seosta, jossa on 3 tilavuusosaa väkevää suolahappoa ja 1 tilavuusosa väkevää typpihappoa, kutsutaan "aqua regiaksi". Aqua regia voi jopa liuottaa kultaa ja platinaa. Aqua regian korkea oksidatiivinen aktiivisuus johtuu siitä, että siinä on nitrosyylikloridia ja klooria, jotka ovat tasapainossa lähtöaineiden kanssa:

4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O

Liuoksen kloridi-ionien suuren pitoisuuden vuoksi metalli sitoutuu kloridikompleksiksi, mikä edistää sen liukenemista:

3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Kloorivetylle on tunnusomaista myös additioreaktiot useisiin sidoksiin (elektrofiilinen additio):

R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3

R-C=CH + 2 HCl → R-CC12-CH3

Kloorioksidit- kloorin ja hapen epäorgaaniset kemialliset yhdisteet, joilla on yleinen kaava: Cl x O y.
Kloori muodostaa seuraavat oksidit: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Lisäksi tunnetaan: lyhytikäinen radikaali ClO, klooriperoksidiradikaali ClOO ja klooritetroksidiradikaali ClO 4.
Alla oleva taulukko näyttää stabiilien kloorioksidien ominaisuudet:

Taulukko 6

Omaisuus	Cl20	Cl02	ClOClO 3	Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (g)	Cl207
Väri ja kunto huoneessa. lämpötila	Keltaisenruskea kaasu	Keltainen-vihreä kaasu	Vaaleankeltainen neste	Tummanpunainen neste	Väritön neste
Kloorin hapetustila	(+1)	(+4)	(+1), (+7)	(+6)	(+7)
T. pl., °C	−120,6	−59	−117	3,5	−91,5
Bp lämpötila, °C	2,0		44,5
d(f, 0 °C), g*cm-3	-	1,64	1,806	-	2,02
ΔH° näyte (kaasu, 298 K), kJ*mol -1	80,3	102,6	~180	(155)
ΔG° näyte (kaasu, 298 K), kJ*mol -1	97,9	120,6	-	-	-
S° näyte (kaasu, 298 K), J*K-1 *mol-1	265,9	256,7	327,2	-	-
Dipolimomentti μ, D	0,78 ± 0,08	1,78 ± 0,01	-	-	0,72 ± 0,02

Kloorioksidi (I), dikloorioksidi, hypokloorihappoanhydridi - klooriyhdiste hapetustilassa +1 hapen kanssa.

Normaaleissa olosuhteissa se on ruskehtavan keltaista kaasua, jonka tyypillinen haju muistuttaa klooria. Alle 2 °C lämpötilassa neste on kullanpunaista. Myrkyllinen: vaikuttaa hengitysteihin. Hajoaa spontaanisti hitaasti:

Räjähtävää korkeissa pitoisuuksissa. Tiheys normaaleissa olosuhteissa on 3,22 kg/m³. Liukenee hiilitetrakloridiin. Liukenee veteen muodostaen heikkoa hypokloorihappoa:

Reagoi nopeasti alkalien kanssa:

Cl 2O + 2NaOH (laim.) = 2NaClO + H2O

Klooridioksidi- happooksidi. Veteen liuotettuna muodostuu kloori- ja perkloorihappoja (disproportionaatioreaktio). Laimeat liuokset ovat stabiileja pimeässä ja hajoavat hitaasti valossa:

Klooridioksidi- kloorioksidi ( IV), kloorin ja hapen yhdiste, kaava: ClO 2.

Normaaleissa olosuhteissa ClO 2 on punertavan keltainen kaasu, jolla on ominainen haju. Alle 10 °C:n lämpötiloissa ClO 2 on punaruskeaa nestettä. Alhainen stabiilisuus, räjähtää valossa, joutuessaan kosketuksiin hapettimien kanssa ja kuumennettaessa. Liuotetaan hyvin veteen. Räjähdysvaaransa vuoksi klooridioksidia ei voida varastoida nesteenä.

Hapan oksidi. Veteen liuotettuna muodostuu kloori- ja perkloorihappoja (disproportionaatioreaktio). Laimeat liuokset ovat stabiileja pimeässä ja hajoavat hitaasti valossa:

Syntynyt kloorihappo on erittäin epästabiili ja hajoaa:

Sillä on redox-ominaisuuksia.

2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (laimennettu) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O

ClO 2 + 2NaOH kylmä. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2

ClO 2 reagoi monien orgaanisten yhdisteiden kanssa ja toimii keskivahvana hapettimena.

Hypokloorihappo- HClO, erittäin heikko yksiemäksinen happo, jossa kloorin hapetusaste on +1. Esiintyy vain ratkaisuissa.

Vesiliuoksissa hypokloorihappo hajoaa osittain protoniksi ja hypokloriittianioniksi ClO − :

Epävakaa. Hypokloorihappo ja sen suolat - hypokloriitit- voimakkaat hapettavat aineet. Reagoi kloorivetyhapon HCl:n kanssa muodostaen molekyylistä klooria:

HClO + NaOH (laimennettu) = NaClO + H 2 O

Kloorihappo- HClO 2, keskivahva yksiemäksinen happo.

Kloorihappo HClO 2 on vapaassa muodossaan epästabiili jopa laimeassa vesiliuoksessa, se hajoaa nopeasti:

Neutraloitu emäksillä.

HClO 2 + NaOH (laimennettu kylmä) = NaClO 2 + H 2 O

Tämän hapon anhydridiä ei tunneta.

Happoliuos valmistetaan sen suoloista - kloriitit muodostuu ClO 2:n vuorovaikutuksesta alkalin kanssa:

Sillä on redox-ominaisuuksia.

5HClO2 + 3H2SO4 (laimennettu) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Kloorihappo- HClO 3, vahva yksiemäksinen happo, jossa kloorin hapetusaste on +5. Ei vastaanotettu vapaassa muodossa; vesiliuoksissa alle 30 %:n pitoisuuksilla kylmässä se on melko stabiili; väkevöidymmissä liuoksissa se hajoaa:

Hypokloorihappo on voimakas hapetin; hapetuskyky kasvaa pitoisuuden ja lämpötilan noustessa. HClO 3 pelkistyy helposti suolahapoksi:

HClO 3 + 5HCl (väk.) = 3Cl 2 + 3H 2 O

HClO 3 + NaOH (laimennettu) = NaClO 3 + H 2 O

Kun rikkidioksidin ja ilman seos johdetaan voimakkaasti happaman liuoksen läpi, muodostuu klooridioksidia:

40-prosenttisessa perkloorihapossa esimerkiksi suodatinpaperi syttyy palamaan.

8. Luonnossa oleminen:

Maankuoressa kloori on yleisin halogeeni. Koska kloori on erittäin aktiivista, sitä esiintyy luonnossa vain mineraalien yhdisteiden muodossa.

Taulukko 7. Löytö luonnosta

Taulukko 7. Mineraalimuodot

Suurimmat kloorivarat ovat merien ja valtamerten vesien suoloissa.

Kuitti

Kemialliset menetelmät kloorin valmistamiseksi ovat tehottomia ja kalliita. Nykyään niillä on lähinnä historiallinen merkitys. Voidaan saada antamalla kaliumpermanganaatin reagoida suolahapon kanssa:

Scheelen menetelmä

Aluksi teollinen menetelmä kloorin valmistamiseksi perustui Scheelen menetelmään, eli pyrolusiitin reaktioon suolahapon kanssa:

Diakoni menetelmä

Menetelmä kloorin valmistamiseksi hapettamalla kloorivetyä katalyyttisesti ilmakehän hapella.

Sähkökemialliset menetelmät

Nykyään klooria tuotetaan teollisessa mittakaavassa yhdessä natriumhydroksidin ja vedyn kanssa pöytäsuolan liuoksen elektrolyysillä, jonka pääprosessit voidaan esittää yhteenvetokaavalla:

Sovellus

· Klooripitoisista polymeereistä valmistettu ikkunaprofiili

· Valkaisuaineiden pääkomponentti on Labarraco-vesi (natriumhypokloriitti)

· Polyvinyylikloridin, muoviyhdisteiden, synteettisen kumin tuotannossa.

· Organokloorien tuotanto. Merkittävä osa tuotetusta kloorista kuluu kasvinsuojeluaineiden valmistukseen. Yksi tärkeimmistä hyönteismyrkkyistä on heksakloorisykloheksaani (kutsutaan usein heksakloraaniksi).

· Käytetään kemiallisena taisteluaineena sekä muiden kemiallisten sodankäyntiaineiden valmistukseen: sinappikaasu, fosgeeni.

· Veden desinfiointiin - "klooraus".

· Rekisteröity elintarviketeollisuudessa elintarvikelisäaineeksi E925.

· Kloorivetyhapon, valkaisuaineen, berthollet-suolan, metallikloridien, myrkkyjen, lääkkeiden, lannoitteiden kemiallisessa tuotannossa.

· Metallurgiassa puhtaiden metallien valmistukseen: titaani, tina, tantaali, niobium.

· Auringon neutriinojen indikaattorina kloori-argonilmaisimissa.

Monet kehittyneet maat pyrkivät rajoittamaan kloorin käyttöä jokapäiväisessä elämässä muun muassa siksi, että klooripitoisen jätteen poltto tuottaa huomattavan määrän dioksiineja.

Kloori- jaksollisen järjestelmän 3. jakson ja VII A-ryhmän elementti, sarjanumero 17. Atomin elektroninen kaava [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5, tyypilliset hapetusasteet 0, -1, + 1, +5 ja +7 . Vakain tila on Cl -1. Kloorin hapetusasteasteikko:

7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 – , HClO 4 , KClO 4

5 - ClO 3 -, HClO 3, KClO 3

1 – Cl 2 O, ClO -, HClO, NaClO, Ca(ClO) 2

- 1 - Cl -, HCl, KCl, PCl 5

Kloorin elektronegatiivisuus on korkea (2,83) ja sillä on ei-metallisia ominaisuuksia. Se on osa monia aineita - oksideja, happoja, suoloja, binaarisia yhdisteitä.

Luonnossa - kahdestoista alkuaine kemiallisen runsauden mukaan (viides ei-metallien joukossa). Sitä löytyy vain kemiallisesti sitoutuneessa muodossa. Kolmanneksi runsain alkuaine luonnonvesissä (O:n ja H:n jälkeen), merivedessä on erityisen paljon klooria (jopa 2 painoprosenttia). Tärkeä elementti kaikille organismeille.

Kloori C1 2. Yksinkertainen aine. Kellanvihreä kaasu, jolla on pistävä tukahduttava haju. Cl2-molekyyli on ei-polaarinen ja sisältää C1-C1 σ -sidoksen. Lämpöstabiili, syttymätön ilmassa; seos vedyn kanssa räjähtää valossa (vety palaa kloorissa):

Cl2+H2⇌HCl

Se liukenee hyvin veteen, käy läpi 50 % dismutaatiota ja täysin emäksisessä liuoksessa:

Cl20+H20⇌HCl10+HCl-I

Cl 2 + 2NaOH (kylmä) = NaClO + NaCl + H 2 O

3Cl2 +6NaOH (hor) =NaClO 3 +5NaCl+H 2O

Klooriliuosta vedessä kutsutaan kloorivettä, valossa happo HClO hajoaa HCl:ksi ja atomihapeksi O 0, joten "kloorivesi" on säilytettävä pimeässä pullossa. Happaman HClO:n läsnäolo "kloorivedessä" ja atomihapen muodostuminen selittävät sen voimakkaat hapettavat ominaisuudet: esimerkiksi monet väriaineet värjäytyvät märässä kloorissa.

Kloori on erittäin voimakas hapetusaine metalleille ja ei-metalleille:

Сl 2 + 2Nа = 2 NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200 °C)

Сl 2 +Se = SeCl 4

Cl 2 + Pb → PbCl 2 (300°KANSSA)

5Cl 2 +2P → 2PCl 5 (90 °C)

2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °C)

Reaktiot muiden halogeenien yhdisteiden kanssa:

a) Cl2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br2 (kiehuu)

b) Cl 2 (viikko) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓

3Cl (esim.) + 3H 2O + KI = 6HCl + KIO 3 (80 °C)

Laadullinen reaktio- CL 2 -puutoksen vuorovaikutus KI:n kanssa (katso edellä) ja jodin havaitseminen sinisellä värillä tärkkelysliuoksen lisäämisen jälkeen.

Kuitti klooria sisään ala:

2NаСl (sula) → 2Nа + Сl 2 (elektrolyysi)

2NaCl+ 2H20→H2+ Cl 2+ 2 NaOH (elektrolyysi)

ja sisään laboratoriot:

4HCl (väk.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2O

(samalla tavalla kuin muiden hapettimien kanssa; katso lisätietoja HCl:n ja NaCl:n reaktioista).

Kloori on kemiallisen perustuotannon tuote, jota käytetään bromin ja jodin, kloridien ja happipitoisten johdannaisten valmistukseen, paperin valkaisuun sekä juomaveden desinfiointiaineena. Varo myrkyllistä.

Kloorivety NS l . Anoksinen happo. Väritön kaasu, jolla on pistävä haju, ilmaa raskaampi. Molekyyli sisältää kovalenttisen σ-sidoksen H-Cl. Lämpöstabiili. Liukenee hyvin veteen; laimeita liuoksia kutsutaan suolahappo ja tupakoiva väkevä liuos (35-38 %) - suolahappo(nimen antoivat alkemistit). Vahva happo liuoksessa, neutraloitu emäksillä ja ammoniakkihydraatilla. Vahva pelkistävä aine väkevässä liuoksessa (Cl - I:n takia), heikko hapetin laimeassa liuoksessa (H I:n takia). Olennainen osa "kuninkaallista vodkaa".

Kvalitatiivisena reaktiona Cl-ionille muodostuu valkoisia saostumia AgCl ja Hg 2 Cl 2, jotka eivät siirry liuokseen laimean typpihapon vaikutuksesta.

Kloorivetyä käytetään raaka-aineena kloridien, orgaanisten kloorituotteiden valmistuksessa, ja sitä käytetään (liuoksen muodossa) metallien syövytyksessä sekä mineraalien ja malmien hajottamisessa. Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

HCl (laim.) + NaOH (laim.) = NaCl + H 2 O

HCl (laim.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

4HCl (väkevä, vaakasuora) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (väkevä, vaakasuora) + 2KMnO4 (s) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

14HCl (konsentr.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl

6HCl (väk.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl2 + 3H 2O (50-80 °C)

4HCl (väk.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O

2HCl (laim.) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)

2HCl (laim.) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Sa, Va)

HCl (laim.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓

HCl:n tuotanto teollisuudessa on H 2:n poltto Cl 2:ksi (katso), laboratoriossa - syrjäytyminen klorideista rikkihapolla:

NaCl (t) + H2S04 (väk.) = NaHS04+ NSl(50 °C)

2NaCl (t) + H 2SO 4 (konsentr.) = Na 2SO 4 + 2 HCl(120 °C)

Kloridit

Natriumkloridia Na Cl . Happiton suola. Yleinen nimi suola. Valkoinen, hieman hygroskooppinen. Sulaa ja kiehuu hajoamatta. Liukenee kohtalaisesti veteen, liukoisuus riippuu vähän lämpötilasta, liuoksella on tyypillinen suolainen maku. Ei hydrolysoitu. Heikko pelkistävä aine. Osallistuu ioninvaihtoreaktioihin. Alttiina elektrolyysille sulassa ja liuoksessa.

Siitä valmistetaan vetyä, natriumia ja klooria, soodaa, kaustista soodaa ja kloorivetyä, jäähdytysseosten komponenttina, elintarviketuotteena ja säilöntäaineena.

Luonnossa valtaosa vuorisuolaesiintymistä tai haliittia, Ja sylviniitti(yhdessä KCl:n kanssa), suolajärvien suolavettä, meriveden mineraaliepäpuhtauksia (NaCl-pitoisuus = 2,7 %). Teollisuudessa sitä saadaan haihduttamalla luonnollisia suolaliuoksia.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

2NaCl (s) + 2H 2SO 4 (konsentr.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)

10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (konsentr.) + 2КМnO 4 (t) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)

6NaCl (T) + 7H 2SO 4 (konsentr.) + K 2Cr 2 O 7 (t) = 3Cl 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O+ ZNa 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100 °C)

2NaCl (s) + 4H 2SO 4 (konsentr.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb(HSO 4) 2 + 2H 2O + 2NaHS04 (50 °C)

NaСl (laimennettu) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓

NaCl (l) → 2Na+Cl 2 (850°С, elektrolyysi)

2NaCl + 2H20→H2 + Cl2 + 2NaOH (elektrolyysi)

2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 Na (Ng) "amalgaami"(elektrolyysi päälläHg-katodi)

kaliumkloridi KCl . Happiton suola. Valkoinen, ei hygroskooppinen. Sulaa ja kiehuu hajoamatta. Liukenee kohtalaisesti veteen, liuoksella on katkera maku, ei hydrolyysiä. Osallistuu ioninvaihtoreaktioihin. Sitä käytetään kaliumlannoitteena K:n, KOH:n ja Cl2:n tuottamiseen. Luonnossa esiintymien pääkomponentti (yhdessä NaCl:n kanssa) on sylviniitti.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt ovat samat kuin NaCl:n yhtälöt.

Kalsiumkloridi CaCl 2 . Happiton suola. Valkoinen, sulaa hajoamatta. Liukenee ilmaan kosteuden voimakkaan imeytymisen ansiosta. Muodostaa kiteistä hydraattia CaCl 2 6H 2 O, jonka dehydratointilämpötila on 260 °C. Liukenee hyvin veteen, ei hydrolysoitua. Osallistuu ioninvaihtoreaktioihin. Käytetään kaasujen ja nesteiden kuivaamiseen ja jäähdytysseosten valmistukseen. Luonnonvesien komponentti, olennainen osa niiden "pysyvää" kovuutta.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

CaCl 2(T) + 2H 2SO 4 (väk.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50 °C)

CaCl 2(T) + H 2 SO 4 (väk.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100 °C)

CaCl 2 + 2NaOH (konsentr.) = Ca(OH) 2 ↓+ 2NaCl

ZCaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2КCl

CaCl2 + 2NaF = CaF2↓+ 2NaCl

CaCl 2(l) → Ca + Cl 2 (elektrolyysi, 800°C)

Kuitti:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O

Alumiinikloridi AlCl3 . Happiton suola. Valkoinen, sulava, erittäin haihtuva. Pari koostuu kovalenttisista monomeereistä AlCl 3 (kolmiorakenne, sp 2 -hybridisaatio, vallitseva 440-800 °C:ssa) ja dimeereistä Al 2 Cl 6 (tarkemmin Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, rakenne - kaksi tetraedria, joilla on yhteinen reuna, sp 3 -hybridisaatio, vallitseva 183-440 °C:ssa). Se on hygroskooppista ja "savua" ilmassa. Muodostaa kiteisen hydraatin, joka hajoaa kuumennettaessa. Se liukenee hyvin veteen (voimakas eksovaikutus), hajoaa täysin ioneiksi ja muodostaa liuokseen voimakkaasti happaman ympäristön hydrolyysin vuoksi. Reagoi alkalien, ammoniakkihydraatin kanssa. Talteenotettu sulatteen elektrolyysillä. Osallistuu ioninvaihtoreaktioihin.

Laadullinen reaktio Al 3+ -ionilla - AlPO 4 -sakan muodostuminen, joka siirretään liuokseen väkevän rikkihapon kanssa.

Sitä käytetään raaka-aineena alumiinin valmistuksessa, katalyyttinä orgaanisessa synteesissä ja öljykrakkauksessa sekä kloorin kantajana orgaanisissa reaktioissa. Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

AlCl 3. 6H20 →AlCl(OH)2 (100-200°С, —HCl, H 2 O) →Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl, H2O)

AlCl 3(t) + 2H 2 O (kosteus) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (Valkoinen savu")

AlCl 3 + 3NaON (laimennettu) = Al(OH) 3 (amorfinen) ↓ + 3NaCl

AlCl3 + 4NaOH (väk.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl

AlCl 3 + 3 (NH 3 . H 2 O) (väk.) = Al(OH) 3 (amorfinen) + 3NH 4 Cl

AlCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (väk.) = Al (OH) ↓ + 3NH 4 Cl + H 2 O (100°C)

2Al 3+ + 3H 2 O + 3SO 2- 3 = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (80°C)

2Al 3+ = 6H 2 O+ 3S 2- = 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Al 3+ + 2HPO 4 2- — AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 —

2АlСl 3 → 2Аl + 3Сl 2 (elektrolyysi, 800 °C ,sulassaNаСl)

Kuitti AlCl sisään ala ja - kaoliinin, alumiinioksidin tai bauksiitin klooraus koksin läsnä ollessa:

Al 2 O 3 + 3C (koksi) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900 °C)

rautakloridi ( II ) F EU l 2 . Happiton suola. Valkoinen (hydraatti sinivihreä), hygroskooppinen. Sulaa ja kiehuu hajoamatta. Voimakkaasti kuumennettaessa se haihtuu HCl-virrassa. Fe-Cl-sidokset ovat pääosin kovalenttisia, pari koostuu FeCl 2 -monomeereistä (lineaarinen rakenne, sp-hybridisaatio) ja Fe 2Cl 4 -dimeereistä. Herkkä ilman hapelle (tummuu). Se liukenee hyvin veteen (voimakas eksovaikutus), dissosioituu täysin ioneiksi ja hydrolysoituu heikosti kationissa. Kun liuosta keitetään, se hajoaa. Reagoi happojen, emästen, ammoniakkihydraatin kanssa. Tyypillinen vähennysventtiili. Osallistuu ioninvaihto- ja kompleksointireaktioihin.

Sitä käytetään FeCl:n ja Fe 2 O 3:n synteesiin, orgaanisen synteesin katalyyttinä, anemialääkkeiden komponenttina.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

FeCl24H20 = FeCl2 + 4H2O (220 °C, atm.N 2 )

FeCl 2 (konsentr.) + H 2 O=FeCl (OH)↓ + HCl (kiehuu)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (väk.) = FeSO 4 + 2HCl (kiehuu)

FeCl 2(t) + 4HNO 3 (konsentr.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

FeCl 2 + 2NaOH (laim.) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NaCl (atm.N 2 )

FeCl 2 + 2(NH 3 . H 2 O) (väk.) = Fe(OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 °C)

FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (erittäin puhdas, yli 500 °C)

4FeCl 2 + O 2 (ilma) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (t)

2FeCl 2(p) + Cl 2 (esim.) = 2FeCl 3(p)

5Fe 2+ + 8H + + MnO-4 = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2O

6Fe 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fe 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O

Fe 2+ + S 2- (jaettu) = FeS↓

2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (laimennettu) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90 °C, laimennettu HCl:lla, elektrolyysi)

Vastaanottaa e: Fe:n vuorovaikutus suolahapon kanssa:

Fe + 2HCl = FeCl 2+ H2

(V ala Käytetään kloorivetyä ja prosessi suoritetaan 500 °C:ssa).

rautakloridi ( III ) F EU l 3 . Happiton suola. Mustanruskea (läpäisevässä valossa tummanpunainen, heijastuneessa valossa vihreä), hydraatti on tummankeltaista. Kun se sulaa, se muuttuu punaiseksi nesteeksi. Erittäin haihtuva, hajoaa voimakkaasti kuumennettaessa. Fe-Cl-sidokset ovat pääasiassa kovalenttisia. Höyry koostuu FeCl 3 -monomeereistä (kolmiorakenne, sp 2 -hybridisaatio, vallitseva yli 750 °C) ja Fe 2 Cl 6 -dimeereistä (tarkemmin Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, rakenne - kaksi tetraedria, joilla on yhteinen reuna, sp 3 -hybridisaatio, vallitsee 316-750 °C:ssa). Kiteinen FeCl-hydraatti. 6H 2 O:n rakenne on Cl 2H 2 O. Se liukenee hyvin veteen, liuos on keltaista; erittäin hydrolysoitunut kationissa. Hajoaa kuumassa vedessä, reagoi alkalien kanssa. Heikko hapettava ja pelkistävä aine.

Sitä käytetään klooriaineena, katalyyttinä orgaanisessa synteesissä, peittausaineena kankaiden värjäykseen, koagulanttina juomaveden puhdistukseen, kuparilevyjen syövyttäjänä galvanoinnissa ja hemostaattisten lääkkeiden komponenttina.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

FeCl36H20=Cl + 2H20 (37 °C)

2(FeCl86H20) = Fe 2O 3 + 6HCl + 9H 2O (yli 250 °C)

FeCl 3 (10 %) + 4H 2O = Cl - + + (keltainen)

2FeCl3 (konsentr.) + 4H 2O = + (keltainen) + - (bc.)

FeCl 3 (laim., väk.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 °C)

FeCl 3 + 3NaOH (laimennettu) = FeO(OH)↓ + H 2 O + 3NaCl (50 °C)

FeCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (väkevä, vaakasuora) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl

4FeCl 3 + 3O 2 (ilma) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500 °C)

2FeCl 3(p) + Cu→ 2FeCl 2 + CuCl 2

Ammoniumkloridi N H4Cl . Happiton suola, tekninen nimi on ammoniakki. Valkoinen, haihtuva, termisesti epävakaa. Liukenee hyvin veteen (jolla on huomattava endo-vaikutus, Q = -16 kJ), hydrolysoituu kationissa. Hajoaa emästen vaikutuksesta liuosta keitettäessä, siirtää magnesiumia ja magnesiumhydroksidia liuokseen. Konmutoituu nitraattien kanssa.

Laadullinen reaktio NH 4 + -ionille - NH 3:n vapautuminen, kun sitä keitetään alkalien kanssa tai kuumennetaan sammutetulla kalkilla.

Sitä käytetään epäorgaanisessa synteesissä, erityisesti heikosti happaman ympäristön luomiseen, typpilannoitteiden, kuivien galvaanisten kennojen komponenttina kupari- ja terästuotteiden tinauksessa.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

NH 4 Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (yli 337,8 °C)

NH 4 Cl + NaOH (kyllästetty) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100 °C)

2NH 4Cl (T) + Ca(OH) 2 (t) = 2NH3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)

2NH4Cl (konsentr.) + Mg = H2 + MgCl2 + 2NH3 (80°C)

2NH 4 Cl (väkevä, vaakasuora) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

NH + (tyydyttynyt) + NO - 2 (tyydyttynyt) = N 2 + 2H 2 O (100°C)

NH4Cl + KNO3 = N20 + 2H20 + KCl (230-300 °C)

Kuitti: NH 3:n vuorovaikutus HCl:n kanssa kaasufaasissa tai NH 3 H 2 O:n vuorovaikutus HCl:n kanssa liuoksessa.

Kalsiumhypokloriitti Ca(C l O) 2 . Hypokloorihapon suola HClO. Valkoinen, hajoaa kuumennettaessa sulamatta. Se liukenee hyvin kylmään veteen (muodostuu väritön liuos), hydrolysoituu anionissa. Reaktiivinen, hajoaa täysin kuuman veden ja happojen kanssa. Voimakas hapetin. Seisoessaan liuos imee hiilidioksidia ilmasta. On aktiivinen komponentti kloorivalkaisu) lime - koostumukseltaan epävarmat seokset CaCl 2:n ja Ca(OH) 2:n kanssa. Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

Ca(ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 °C)

Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (väk.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2O (80 °C)

Ca(ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (kylmässä)

Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (laimennettu) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Kuitti:

2Ca(OH) 2 (suspensio) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O

kaliumkloraatti KS lO 3 . Kloorihapon suola HClO 3, tunnetuin happea sisältävien kloorihappojen suola. Tekninen nimi - Bertholletin suolaa(nimetty sen löytäjän C.-L. Bertholletin mukaan, 1786). Valkoinen, sulaa hajoamatta, hajoaa edelleen kuumennettaessa. Se liukenee hyvin veteen (muodostuu väritön liuos), ei hydrolyysiä. Hajoaa väkevien happojen kanssa. Voimakas hapetin sulatuksen aikana.

Sitä käytetään räjähdys- ja pyroteknisten seosten komponenttina, tulitikkujen päissä ja laboratoriossa kiinteänä hapen lähteenä.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

4Kl03 = ZK104 + KCl (400 °C)

2KlO 3 = 2Kl + 3O 2 (150-300 °C, kat. MPO 2 )

KClO 3(T) + 6HCl (väk.) = KCl + 3Cl 2 + ZH 2 O (50-80 °C)

3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (konsentr., vaakasuora) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(klooridioksidi räjähtää valossa: 2ClO2(G)= Cl 2 + 2O 2 )

2KlO 3 + E 2 (esim.) = 2KEO 3 + Cl 2 (osiossa NEI 3 , E = Br, minä)

KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Elektrolyysi)

Kuitti KClO 3 teollisuudessa - kuuman KCl-liuoksen elektrolyysi (KClO 3 -tuote vapautuu anodilla):

KCl + 3H 2O → H2 + KClO 3 (40-60 °C, elektrolyysi)

Kaliumbromidi KV r . Happiton suola. Valkoinen, ei-hygroskooppinen, sulaa hajoamatta. Liukenee hyvin veteen, ei hydrolysoitua. Pelkistävä aine (heikompi kuin

Laadullinen reaktio Br-ionille - bromin syrjäyttäminen KBr-liuoksesta kloorilla ja bromin uuttaminen orgaaniseen liuottimeen, esimerkiksi CCl4:ään (seurauksena vesipitoinen kerros värjäytyy, orgaaninen kerros muuttuu ruskeaksi).

Sitä käytetään etsausaineiden komponenttina metallikaiverruksessa, valokuvaemulsioiden komponenttina ja lääkkeenä.

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

2KBr (t) + 2H 2SO 4 (CONC., hor.) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2O + K 2 SO 4

5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 2 O

Вr — + Аg + =АgВr↓

2КВr (р) + Сl 2(Г) = 2КСl + Вг 2 (р)

KBr + 3H 2O → 3H2 + KVrO 3 (60-80 °C, elektrolyysi)

Kuitti:

K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O

kaliumjodidi K minä . Happiton suola. Valkoinen, ei hygroskooppinen. Valossa säilytettynä se muuttuu keltaiseksi. Liukenee hyvin veteen, ei hydrolysoitua. Tyypillinen vähennysventtiili. KI:n vesiliuos liuottaa I2:ta hyvin kompleksin muodostumisen vuoksi.

Korkealaatuinen reaktio ionille I - jodin syrjäyttäminen KI-liuoksesta kloorin puutteella ja jodin uuttaminen orgaaniseen liuottimeen, esimerkiksi CCl4:ään (seurauksena vesikerros värjäytyy, orgaaninen kerros muuttuu purppuraiseksi).

Tärkeimpien reaktioiden yhtälöt:

10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 O

6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I - + 2H + + H 2O 2 (3 %) = I 2 ↓+ 2H 2 O

2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O

5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2O

I - + Ag + = Agl (keltainen.) ↓

2KI (r) + Cl 2 (r) (viikko) = 2Кl + I 2 ↓

KI + 3H 2O + 3Cl 2(p) (esim.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)

KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (kor.) ("jodivesi")

KI + 3H 2 O→ 3H 2 + KIO 3 (elektrolyysi, 50-60 °C)

Kuitti:

K2CO3 + 2HI = 2 Kminä+ CO 2 + H 2 O

Cl 2 vol. T - kellanvihreä kaasu, jolla on terävä tukahduttava haju, 2,5 kertaa ilmaa raskaampaa, liukenee heikosti veteen (~ 6,5 g/l); X. R. ei-polaarisissa orgaanisissa liuottimissa. Sitä esiintyy vapaassa muodossa vain vulkaanisissa kaasuissa.

Hankintamenetelmät

Perustuu Cl -anionien hapetusprosessiin

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Teollinen

Kloridien, useammin NaCl:n vesiliuosten elektrolyysi:

2NaCl + 2H2O = Cl2 + 2NaOH + H2

Laboratorio

Konsentraation hapettuminen HCI erilaisilla hapettimilla:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2O

16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2O

14HCl + K 2Cr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Kemialliset ominaisuudet

Kloori on erittäin voimakas hapetin. Hapettaa metalleja, epämetalleja ja monimutkaisia ​​aineita, muuttuen erittäin stabiileiksi Cl-anioneiksi:

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Reaktiot metallien kanssa

Aktiiviset metallit kuivan kloorikaasun ilmakehässä syttyvät ja palavat; tässä tapauksessa muodostuu metalliklorideja.

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

Matala-aktiiviset metallit hapettavat helpommin märkä kloori tai sen vesiliuokset:

Cl 2 + Cu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Reaktiot epämetallien kanssa

Kloori ei ole suoraan vuorovaikutuksessa vain O 2:n, N 2:n ja C:n kanssa. Reaktiot muiden ei-metallien kanssa tapahtuvat erilaisissa olosuhteissa.

Muodostuu ei-metallihalogenideja. Tärkein on reaktio vedyn kanssa.

Cl2 + H2 = 2HC1

Cl 2 + 2S (sula) = S 2 Cl 2

3Cl 2 + 2P = 2PCl 3 (tai PCl 5 - yli Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Vapaiden epämetallien (Br 2, I 2, N 2, S) syrjäytyminen niiden yhdisteistä

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Cl2 + 2KI = 12 + 2KCl

Cl2 + 2HI = 12 + 2HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Kloorin epäsuhtautuminen vedessä ja alkalien vesiliuoksissa

Itsehapettumisen-itsepelkistymisen seurauksena jotkut klooriatomit muuttuvat Cl -anioneiksi, kun taas toiset positiivisessa hapetustilassa ovat mukana ClO - tai ClO 3 - anioneissa.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO hypokloorihappo

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O

Nämä reaktiot ovat tärkeitä, koska ne johtavat happiklooriyhdisteiden tuotantoon:

KCl03 ja Ca(ClO)2 - hypokloriitit; KClO 3 - kaliumkloraatti (Berthollet-suola).

Kloorin vuorovaikutus orgaanisten aineiden kanssa

a) vetyatomien korvaaminen OM-molekyyleissä

b) Cl2-molekyylien kiinnittyminen useiden hiili-hiilisidosten katkeamiskohtaan

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dikloorietaani

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-tetrakloorietaani

Kloorivety ja kloorivetyhappo

Kloorivetykaasu

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

HCl - vetykloridi. Rev. T - väritön. pistävä hajuinen kaasu, nesteytyy melko helposti (sp. -114°C, kp -85°C). Vedetön HCl, sekä kaasumaisessa että nestemäisessä tilassa, ei johda sähköä ja on kemiallisesti inertti metalleja, metallioksideja ja -hydroksideja sekä monia muita aineita kohtaan. Tämä tarkoittaa, että ilman vettä kloorivety ei osoita happamia ominaisuuksia. Vain erittäin korkeissa lämpötiloissa kaasumainen HCl reagoi metallien kanssa, jopa sellaisten vähäaktiivisten kuin Cu ja Ag.
HCl:ssä olevan kloridianionin pelkistävät ominaisuudet näyttävät myös vähäisessä määrin: se hapettuu fluorilla tilavuudessa. T, ja myös korkeassa T:ssä (600°C) katalyyttien läsnä ollessa, se reagoi palautuvasti hapen kanssa:

2HCl + F2 = Cl2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2O

Kaasumaista HCl:ää käytetään laajalti orgaanisessa synteesissä (hydrokloorausreaktioissa).

Hankintamenetelmät

1. Synteesi yksinkertaisista aineista:

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Muodostuu sivutuotteena hiilivetyjen kloorauksen aikana:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. Laboratoriossa se saadaan kons. H 2 SO 4 klorideille:

H 2 SO 4 (konsentr.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (alhaalla lämmityksellä)

H 2 SO 4 (konsentr.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (erittäin korkealla lämmityksellä)

HCl:n vesiliuos - vahva happo (suolahappo tai suolahappo)

HCl liukenee hyvin veteen: tilav. 1 litraan H 2 O:ta liukenee ~ 450 litraa kaasua (liukenemiseen liittyy huomattavan määrän lämpöä). Kyllästetyn liuoksen HCl:n massaosuus on 36-37 %. Tällä liuoksella on erittäin pistävä, tukahduttava haju.

HCl-molekyylit vedessä hajoavat lähes kokonaan ioneiksi, eli HCl:n vesiliuos on vahva happo.

Kloorivetyhapon kemialliset ominaisuudet

1. Veteen liuenneella HCl:lla on kaikki happojen yleiset ominaisuudet johtuen H + -ionien läsnäolosta

HCl → H + + Cl -

Vuorovaikutus:

a) metallien kanssa (enintään N):

2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2

b) emäksisten ja amfoteeristen oksidien kanssa:

2HCl + CuO = CuCl 2 + H2O

6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O

c) emästen ja amfoteeristen hydroksidien kanssa:

2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O

3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + ZN2O

d) heikompien happojen suolojen kanssa:

2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O

HCl + C6H5ONa = C6H5OH + NaCl

e) ammoniakilla:

HCl + NH3 = NH4CI

Reaktiot vahvojen hapettimien F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 kanssa. Cl-anioni hapettuu vapaaksi halogeeniksi:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Katso reaktioyhtälöt kohdasta "Kloorin tuotanto". Erityisen tärkeä on suolahapon ja typpihapon välinen ORR:

Reaktiot orgaanisten yhdisteiden kanssa

Vuorovaikutus:

a) amiinien kanssa (orgaanisina emäksinä)

R-NH2 + HCl → + Cl -

b) aminohappojen kanssa (amfoteerisinä yhdisteinä)

Kloorioksidit ja oksohapot

Happamat oksidit

Hapot

suolat

Kemialliset ominaisuudet

1. Kaikki kloorioksohapot ja niiden suolat ovat voimakkaita hapettimia.

2. Melkein kaikki yhdisteet hajoavat kuumennettaessa molekyylinsisäisen hapettumisen-pelkistyksen tai epäsuhtautumisen vuoksi.

Valkaisujauhe

Kloorikalkki (valkaisu) on hypokloriitin ja kalsiumkloridin seos, sillä on valkaiseva ja desinfioiva vaikutus. Joskus sitä pidetään esimerkkinä sekasuolasta, joka sisältää samanaikaisesti kahden hapon anioneja:

Javel vettä

Kaliumkloridin ja hapokloriitin KCl + KClO + H 2 O vesiliuos

Kloori

KLOORI-A; m.[kreikasta chlōros - vaaleanvihreä] Kemiallinen alkuaine (Cl), vihertävän keltainen tukahduttava kaasu, jolla on pistävä haju (käytetään myrkyllisenä ja desinfiointiaineena). Klooriyhdisteet. Kloorimyrkytys.

◁ Kloori (katso).

kloori

(lat. Chlorum), jaksollisen järjestelmän ryhmän VII kemiallinen alkuaine, kuuluu halogeeneihin. Nimi tulee kreikan sanasta chlōros - kelta-vihreä. Vapaa kloori koostuu diatomisista molekyyleistä (Cl 2); kelta-vihreä kaasu, jolla on pistävä haju; tiheys 3,214 g/l; t pl -101 °C; t kip -33,97 °C; tavallisissa lämpötiloissa se nesteytyy helposti 0,6 MPa:n paineessa. Kemiallisesti erittäin aktiivinen (hapettava aine). Tärkeimmät mineraalit ovat haliitti (kivisuola), sylviitti, biskofiitti; merivesi sisältää natriumin, kaliumin, magnesiumin ja muiden alkuaineiden klorideja. Niitä käytetään klooria sisältävien orgaanisten yhdisteiden (60-75%), epäorgaanisten aineiden (10-20%) valmistukseen, selluloosan ja kankaiden valkaisuun (5-15%), hygieniatarpeisiin ja veden desinfiointiin (klooraukseen) . Myrkyllinen.

KLOORI

KLOORI (lat. Chlorum), Cl (lue "kloori"), kemiallinen alkuaine atominumerolla 17, atomimassa 35,453. Vapaassa muodossaan se on kelta-vihreä raskas kaasu, jolla on terävä tukahduttava haju (sitä nimi: kreikkalainen chloros - kelta-vihreä).
Luonnollinen kloori on kahden nuklidin seos (cm. NUCLIDE) massaluvuilla 35 (seoksessa 75,77 massa-%) ja 37 (24,23 %). Ulkoisen elektronikerroksen 3 konfiguraatio s 2 s 5 . Yhdisteissä sillä on pääasiassa hapetusasteita –1, +1, +3, +5 ja +7 (valenssit I, III, V ja VII). Mendelejevin alkuaineiden jaksollisen taulukon kolmannessa jaksossa VIIA, kuuluu halogeeneihin. (cm. HALOGEENI).
Neutraalin klooriatomin säde on 0,099 nm, ionisäteet ovat vastaavasti (koordinaatioluvun arvot on merkitty suluissa): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) ja Clr 7+ 0,022 nm (3) ja 0,041 nm (6). Neutraalin klooriatomin peräkkäiset ionisaatioenergiat ovat vastaavasti 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 ja 114,3 eV. Elektronien affiniteetti 3,614 eV. Paulingin asteikon mukaan kloorin elektronegatiivisuus on 3,16.
Löytöjen historia
Kloorin tärkein kemiallinen yhdiste - ruokasuola (kemiallinen kaava NaCl, kemiallinen nimi natriumkloridi) - on ollut ihmisen tiedossa muinaisista ajoista lähtien. On näyttöä siitä, että ruokasuolan uuttaminen suoritettiin Libyassa jo 3-4 tuhatta vuotta eKr. On mahdollista, että käyttämällä ruokasuolaa erilaisiin manipulaatioihin alkemistit kohtasivat myös kloorikaasua. "Metallien kuninkaan" - kullan - liuottamiseksi he käyttivät "regia vodkaa" - suola- ja typpihapposeosta, jonka vuorovaikutus vapauttaa klooria.
Ensimmäistä kertaa ruotsalainen kemisti K. Scheele hankki ja kuvaili yksityiskohtaisesti kloorikaasua (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) vuonna 1774. Hän lämmitti kloorivetyhappoa mineraalipyrolusiitin kanssa (cm. PYROLUSIITTI) MnO 2:ta ja havaittiin kelta-vihreän kaasun vapautumista pistävällä hajulla. Koska flogistonin teoria vallitsi noina aikoina (cm. PHLOGISTON), Scheele piti uutta kaasua "deflogistonisoituna suolahappona", eli suolahapon oksidina (oksidina). A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) piti kaasua elementin "muria" oksidina (suolahappoa kutsuttiin hiirihapoksi, latinan sanasta muria - suolavesi). Saman näkemyksen esitti ensimmäisenä englantilainen tiedemies G. Davy (cm. DAVY Humphrey), joka vietti paljon aikaa "muriumoksidin" hajottamiseen yksinkertaisiksi aineiksi. Hän epäonnistui, ja vuoteen 1811 mennessä Davy tuli siihen tulokseen, että tämä kaasu on yksinkertainen aine ja kemiallinen alkuaine vastaa sitä. Davy ehdotti ensimmäisenä sen kutsumista klooriksi kaasun kelta-vihreän värin mukaan. Nimen "kloori" antoi alkuaineelle vuonna 1812 ranskalainen kemisti J. L. Gay-Lussac. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); se on hyväksytty kaikissa maissa paitsi Isossa-Britanniassa ja Yhdysvalloissa, joissa Davyn käyttöön ottama nimi on säilytetty. Ehdotettiin, että tätä elementtiä pitäisi kutsua "halogeeniksi" (eli suolaa tuottavaksi), mutta ajan myötä siitä tuli yleinen nimi kaikille ryhmän VIIA elementeille.
Luonnossa oleminen
Klooripitoisuus maankuoressa on 0,013 painoprosenttia, sitä on havaittavissa pitoisuuksina meriveden Cl – ionina (keskimäärin noin 18,8 g/l). Kloori on kemiallisesti erittäin aktiivista eikä siksi esiinny luonnossa vapaassa muodossa. Se on osa sellaisia ​​mineraaleja, jotka muodostavat suuria esiintymiä, kuten pöytä- tai kivisuola (haliitti (cm. HALITE)) NaCl, karnalliitti (cm. KARNALLIITTIA) KCl MgCl 2 6H 21O, sylviitti (cm. SYLVIN) KCl, sylviniitti (Na, K)Cl, kainiitti (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2O, biskofiitti (cm. BISCHOFIT) MgCl 2 · 6H 2 O ja monet muut. Klooria löytyy erilaisista kivistä ja maaperästä.
Kuitti
Kloorikaasun tuottamiseen käytetään NaCl:n vahvan vesiliuoksen elektrolyysiä (joskus käytetään KCl:a). Elektrolyysi suoritetaan käyttämällä kationinvaihtokalvoa, joka erottaa katodi- ja anoditilat. Lisäksi prosessin vuoksi
2NaCl + 2H 2O = 2NaOH + H2 + Cl2
kolme arvokasta kemiallista tuotetta saadaan kerralla: kloori anodilla, vety katodilla (cm. VETY), ja alkali kerääntyy elektrolysaattoriin (1,13 tonnia NaOH:ta jokaista tuotettua klooritonnia kohden). Kloorin tuotanto elektrolyysillä vaatii suuria määriä sähköä: 2,3-3,7 MW kuluu 1 tonnin klooria tuottamaan.
Kloorin saamiseksi laboratoriossa he käyttävät väkevän suolahapon reaktiota minkä tahansa voimakkaan hapettimen kanssa (kaliumpermanganaatti KMnO 4, kaliumdikromaatti K 2 Cr 2 O 7, kaliumkloraatti KClO 3, valkaisuaine CaClOCl, mangaani (IV) 2 oksidi MnO ). Näihin tarkoituksiin on kätevintä käyttää kaliumpermanganaattia: tässä tapauksessa reaktio etenee ilman kuumennusta:
2KMnO4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20.
Tarvittaessa klooria nesteytettynä (paineenalaisena) kuljetetaan rautatiesäiliöissä tai terässylintereissä. Kloorisylintereissä on erityinen merkintä, mutta myös ilman sitä klooripullo voidaan helposti erottaa sylintereistä, joissa on muita myrkytöntä kaasua. Kloorisylinterien pohja on puolipallon muotoinen, ja nestemäistä klooria sisältävää sylinteriä ei voida asettaa pystysuoraan ilman tukea.
Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
Normaaleissa olosuhteissa kloori on kellanvihreä kaasu, kaasun tiheys 25°C:ssa on 3,214 g/dm 3 (noin 2,5 kertaa ilman tiheys). Kiinteän kloorin sulamispiste on –100,98°C ja kiehumispiste –33,97°C. Normaali elektrodipotentiaali Cl 2 /Cl - vesiliuoksessa on +1,3583 V.
Vapaassa tilassa se esiintyy kaksiatomisten Cl2-molekyylien muodossa. Ytimen välinen etäisyys tässä molekyylissä on 0,1987 nm. Cl 2 -molekyylin elektroniaffiniteetti on 2,45 eV, ionisaatiopotentiaali on 11,48 eV. Cl2-molekyylien hajoamisenergia atomeiksi on suhteellisen alhainen ja on 239,23 kJ/mol.
Kloori liukenee heikosti veteen. 0 °C:n lämpötilassa liukoisuus on 1,44 painoprosenttia, 20 °C:ssa - 0,711 painoprosenttia, 60 °C:ssa - 0,323 painoprosenttia. %. Klooriliuosta vedessä kutsutaan kloorivedeksi. Kloorivedessä tasapainottuu:
Сl 2 + H 2O H + = Сl - + HOСl.
Tämän tasapainon siirtämiseksi vasemmalle eli kloorin vesiliukoisuuden vähentämiseksi veteen tulee lisätä joko natriumkloridia NaCl tai jotain haihtumatonta vahvaa happoa (esim. rikkihappoa).
Kloori liukenee hyvin moniin ei-polaarisiin nesteisiin. Nestemäinen kloori itsessään toimii liuottimena sellaisille aineille kuin BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
Cl 2 -molekyylien alhaisesta dissosiaatioenergiasta atomeiksi ja klooriatomin suuresta elektroniaffiniteetista johtuen kloori on kemiallisesti erittäin aktiivista. Se reagoi suoraan useimpien metallien (mukaan lukien esimerkiksi kullan) ja monien ei-metallien kanssa. Joten ilman lämmitystä kloori reagoi emäksisen kanssa (cm. ALKALIMETALLIT) ja maa-alkalimetallit (cm. ALKALIMAAMETALLIT), antimonilla:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Kuumennettaessa kloori reagoi alumiinin kanssa:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
ja rautaa:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Kloori reagoi H2-vedyn kanssa joko syttyessään (kloori palaa hiljaa vetyilmakehässä) tai kun kloorin ja vedyn seosta säteilytetään ultraviolettivalolla. Tässä tapauksessa kloorivetykaasua HCl ilmestyy:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Kloorivetyliuosta vedessä kutsutaan suolahapoksi (cm. SUOLAHAPPO)(suolahappo. Suolahapon suurin massapitoisuus on noin 38 %. Kloorivetyhapon suolat - kloridit (cm. KLORIDI) esimerkiksi ammoniumkloridi NH4Cl, kalsiumkloridi CaCl2, bariumkloridi BaCl2 ja muut. Monet kloridit liukenevat hyvin veteen. Hopeakloridi AgCl on käytännössä liukenematon veteen ja happamiin vesiliuoksiin. Kvalitiivinen reaktio kloridi-ionien läsnäoloon liuoksessa on valkoisen AgCl-saostuman muodostuminen Ag + -ioneilla, joka on käytännössä liukenematon typpihappoväliaineeseen:
CaCl2 + 2AgN03 = Ca(NO3)2 + 2AgCl.
Huoneenlämpötilassa kloori reagoi rikin (muodostuu ns. rikkimonokloridi S 2 Cl 2) ja fluorin (muodostuu yhdisteitä ClF ja ClF 3) kanssa. Kuumennettaessa kloori on vuorovaikutuksessa fosforin (muodostaa reaktio-olosuhteista riippuen yhdisteitä PCl 3 tai PCl 5), arseenin, boorin ja muiden epämetallien kanssa. Kloori ei reagoi suoraan hapen, typen, hiilen (lukuisia näitä alkuaineita sisältäviä klooriyhdisteitä saadaan epäsuorasti) ja inerttien kaasujen kanssa (äskettäin tutkijat ovat löytäneet tapoja aktivoida tällaisia ​​reaktioita ja suorittaa ne "suoraan"). Muiden halogeenien kanssa kloori muodostaa interhalogeeniyhdisteitä, esimerkiksi erittäin vahvoja hapettimia - fluorideja ClF, ClF 3, ClF 5. Kloorin hapetuskyky on suurempi kuin bromin, joten kloori syrjäyttää bromidi-ioneja bromidiliuoksista, esim.
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
Kloori joutuu substituutioreaktioihin monien orgaanisten yhdisteiden kanssa, esimerkiksi metaanin CH4 ja bentseenin C6H6 kanssa:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl tai C6H6 + Cl2 = C6H5CI + HCl.
Kloorimolekyyli pystyy kiinnittymään useilla sidoksilla (kaksois- ja kolmoissidoksilla) orgaanisiin yhdisteisiin, esimerkiksi eteeniin C 2 H 4:
C2H4 + Cl2 = CH2ClCH2CI.
Kloori on vuorovaikutuksessa alkalien vesiliuosten kanssa. Jos reaktio tapahtuu huoneenlämpötilassa, muodostuu kloridia (esimerkiksi kaliumkloridia KCl) ja hypokloriittia (cm. HYPOKLORIITIT)(esimerkiksi kaliumhypokloriitti KClO):
Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H20.
Kun kloori on vuorovaikutuksessa kuuman (lämpötila noin 70-80 °C) alkaliliuoksen kanssa, muodostuu vastaava kloridi ja kloraatti (cm. KLORAATIT), Esimerkiksi:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H20.
Kun kloori on vuorovaikutuksessa kalsiumhydroksidin Ca(OH)2 märän lietteen kanssa, muodostuu valkaisuainetta (cm. VALKAUSJAUHE)("valkaisuaine") CaClOCl.
Kloorin hapetusaste +1 vastaa heikkoa, epästabiilia hypokloorihappoa (cm. hypokloorihappo) HClO. Sen suolat ovat hypokloriitteja, esimerkiksi NaClO - natriumhypokloriitti. Hypokloriitit ovat voimakkaita hapettimia ja niitä käytetään laajalti valkaisu- ja desinfiointiaineina. Kun hypokloriitit, erityisesti valkaisuaineet, ovat vuorovaikutuksessa hiilidioksidin CO 2:n kanssa, muodostuu muiden tuotteiden ohella haihtuvaa hypokloorihappoa. (cm. hypokloorihappo), joka voi hajota vapauttaen kloorioksidia (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Juuri tämän kaasun, Cl 2 O:n, haju on "valkaisuaineen" tyypillinen haju.
Kloorin hapetusaste +3 vastaa heikkolaatuista happoa, jonka vahvuus on keskivahva HClO 2. Tätä happoa kutsutaan kloorihapoksi, sen suoloja kutsutaan kloriiteiksi (cm. KLORIITIT (suolat) esimerkiksi NaClO 2 - natriumkloriitti.
Kloorin hapetusaste +4 vastaa vain yhtä yhdistettä - klooridioksidia ClO 2.
Kloorin hapetusaste +5 vastaa vahvaa, stabiilia vain vesiliuoksissa alle 40 % pitoisuuksissa perkloorihappoa (cm. hypokloorihappo) HClO 3. Sen suolat ovat kloraatteja, esimerkiksi kaliumkloraatti KClO 3.
Kloorin hapetusaste +6 vastaa vain yhtä yhdistettä - klooritrioksidia ClO 3 (olemassa dimeerin Cl 2 O 6 muodossa).
Kloorin hapetusaste +7 vastaa erittäin vahvaa ja melko stabiilia perkloorihappoa (cm. PERKLORIHAPPO) HClO 4. Sen suolat ovat perkloraatteja (cm. PERKLORAATIT) esimerkiksi ammoniumperkloraatti NH 4 ClO 4 tai kaliumperkloraatti KClO 4. On huomattava, että raskaiden alkalimetallien perkloraatit - kalium ja erityisesti rubidium ja cesium - liukenevat heikosti veteen. Kloorin hapetusastetta vastaava oksidi on +7 - Cl 2 O 7.
Positiivisessa hapetustilassa klooria sisältävistä yhdisteistä hypokloriiteilla on voimakkaimmat hapettavat ominaisuudet. Perkloraattien hapettavat ominaisuudet ovat epätyypillisiä.
Sovellus
Kloori on yksi kemianteollisuuden tärkeimmistä tuotteista. Sen maailmanlaajuinen tuotanto on kymmeniä miljoonia tonneja vuodessa. Klooria käytetään desinfiointi- ja valkaisuaineiden (natriumhypokloriitti, valkaisuaine ja muut), suolahapon, monien metallien ja ei-metallien kloridien, monien muovien (polyvinyylikloridi) valmistukseen. (cm. POLYVINYYLIKLORIDI) ja muut), klooria sisältävät liuottimet (dikloorietaani CH 2 ClCH 2 Cl, hiilitetrakloridi CCl 4 jne.), malmien avaamiseen, metallien erottamiseen ja puhdistamiseen jne. Klooria käytetään veden desinfiointiin (klooraus (cm. KLOORAATIO)) ja moniin muihin tarkoituksiin.
Biologinen rooli
Kloori on yksi tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista (cm. BIOGEENISET ELEMENTIT) ja on osa kaikkia eläviä organismeja. Jotkut kasvit, niin kutsutut halofyytit, eivät vain pysty kasvamaan erittäin suolaisessa maaperässä, vaan myös keräävät suuria määriä klorideja. Tunnetaan mikro-organismeja (halobakteerit jne.) ja eläimiä, jotka elävät korkean suolapitoisuuden olosuhteissa. Kloori on yksi tärkeimmistä vesi-suola-aineenvaihdunnan elementeistä eläimillä ja ihmisillä, ja se määrittää fyysisiä ja kemiallisia prosesseja kehon kudoksissa. Se osallistuu kudosten happo-emästasapainon ylläpitämiseen, osmoregulaatioon (cm. OSMOREGULAATIO)(kloori on tärkein osmoottisesti aktiivinen aine veressä, imusolmukkeissa ja muissa kehon nesteissä), joka on pääasiassa solujen ulkopuolella. Kasveissa kloori osallistuu oksidatiivisiin reaktioihin ja fotosynteesiin.
Ihmisen lihaskudos sisältää 0,20-0,52% klooria, luukudos - 0,09%; veressä - 2,89 g/l. Keskimääräisen ihmisen keho (paino 70 kg) sisältää 95 g klooria. Joka päivä ihminen saa ruoasta 3-6 g klooria, mikä ylittää tämän alkuaineen tarpeen.
Kloorin kanssa työskentelyn ominaisuudet
Kloori on myrkyllinen tukahduttava kaasu, jos se joutuu keuhkoihin, se aiheuttaa keuhkokudoksen palovammoja ja tukehtumisen. Sillä on hengitysteitä ärsyttävä vaikutus, kun pitoisuus ilmassa on noin 0,006 mg/l. Kloori oli yksi ensimmäisistä kemiallisista myrkyistä (cm. MYRKYLLISET AINEET), jota Saksa käytti ensimmäisessä maailmansodassa. Kun työskentelet kloorin kanssa, sinun tulee käyttää suojavaatetusta, kaasunaamaria ja käsineitä. Lyhyen aikaa voit suojata hengityselimiä kloorin pääsyltä niihin kangassidoksella, joka on kostutettu natriumsulfiitti Na 2 SO 3 tai natriumtiosulfaatti Na 2 S 2 O 3 liuoksella. Suurin sallittu klooripitoisuus työtilojen ilmassa on 1 mg/m 3, asutusalueen ilmassa 0,03 mg/m 3.

tietosanakirja. 2009 .

Synonyymit:

· Biologinen rooli · Myrkyllisyys · Kirjallisuus · Aiheeseen liittyvät artikkelit · Kommentit · Huomautuksia · Virallinen verkkosivusto ·

Kemialliset menetelmät

Kemialliset menetelmät kloorin valmistamiseksi ovat tehottomia ja kalliita. Nykyään niillä on lähinnä historiallinen merkitys. Voidaan saada antamalla kaliumpermanganaatin reagoida suolahapon kanssa:

Scheelen menetelmä

Aluksi teollinen menetelmä kloorin valmistamiseksi perustui Scheelen menetelmään, eli pyrolusiitin reaktioon suolahapon kanssa:

Diakoni menetelmä

Vuonna 1867 Deacon kehitti menetelmän kloorin valmistamiseksi katalyyttisellä hapettamalla kloorivetyä ilmakehän hapella. Deacon-prosessia käytetään nykyään kloorin talteenottoon vetykloridista, joka on orgaanisten yhdisteiden teollisen kloorauksen sivutuote.

Sähkökemialliset menetelmät

Nykyään klooria tuotetaan teollisessa mittakaavassa yhdessä natriumhydroksidin ja vedyn kanssa pöytäsuolan liuoksen elektrolyysillä, jonka pääprosessit voidaan esittää yhteenvetokaavalla:

Kloorin tuottamiseksi käytetään kolmea sähkökemiallisen menetelmän muunnelmaa. Kaksi niistä on elektrolyysi kiinteällä katodilla: kalvo- ja kalvomenetelmät, kolmas on elektrolyysi nestemäisellä elohopeakatodilla (elohopean tuotantomenetelmä). Sähkökemiallisilla menetelmillä tuotetun kloorin laatu eroaa vähän:

Diafragma menetelmä

Kaavio vanhasta kalvoelektrolysaattorista kloorin ja nesteen tuottamiseen: A- anodi, SISÄÄN- eristimet, KANSSA- katodi, D- kaasuilla täytetty tila (anodin yläpuolella - kloori, katodin yläpuolella - vety), M- aukko

Yksinkertaisin sähkökemiallisista menetelmistä prosessin organisoinnin ja elektrolysaattorin rakennusmateriaalien suhteen on kalvomenetelmä kloorin tuottamiseksi.

Kalvoelektrolysaattorin suolaliuosta syötetään jatkuvasti anoditilaan ja se virtaa tavallisesti teräskatodiverkkoon asennetun asbestikalvon läpi, johon joissakin tapauksissa lisätään pieni määrä polymeerikuituja.

Kalvo imetään pumppaamalla elektrolysaattorin läpi asbestikuitumassa, joka katodiristikkoon kiinnittyessään muodostaa asbestikerroksen, joka toimii kalvona.

Monissa elektrolysaattorimalleissa katodi upotetaan kokonaan anolyyttikerroksen alle (anoditilasta tuleva elektrolyytti), ja katodiristikkoon vapautuva vety poistetaan katodin alta kaasunpoistoputkia käyttämällä tunkeutumatta kalvon läpi anodiin. tilaa vastavirran takia.

Vastavirtaus on erittäin tärkeä kalvoelektrolysaattorin suunnittelun ominaisuus. Anoditilasta katoditilaan huokoisen kalvon kautta suuntautuvan vastavirtavirran ansiosta on mahdollista saada lipeää ja klooria erikseen. Vastavirtavirtaus on suunniteltu estämään OH - ionien diffuusio ja migraatio anoditilaan. Jos vastavirta on riittämätön, alkaa anoditilaan muodostua suuria määriä hypokloriitti-ionia (ClO -), joka voi sitten hapettua anodilla kloraatti-ioniksi ClO 3 -. Kloraatti-ionin muodostuminen vähentää vakavasti kloorivirran tehokkuutta ja on tämän menetelmän pääasiallinen sivutuote. Myös hapen vapautuminen on haitallista, mikä lisäksi johtaa anodien tuhoutumiseen ja, jos ne on valmistettu hiilimateriaaleista, fosgeeniepäpuhtauksien vapautumiseen klooriin.

Anodi: - pääprosessi Katodi: - pääprosessi

Grafiitti- tai hiilielektrodeja voidaan käyttää anodina kalvoelektrolysaattoreissa. Nykyään ne on pääosin korvattu ruteeni-titaanioksidipinnoitteisilla titaanianodeilla (ORTA-anodeilla) tai muilla vähän kuluvilla.

Ruokasuola, natriumsulfaatti ja muut epäpuhtaudet saostuvat, kun niiden pitoisuus liuoksessa nousee yli niiden liukoisuusrajan. Kaustinen alkaliliuos dekantoidaan sedimentistä ja siirretään valmiina tuotteena varastoon tai haihdutusvaihetta jatketaan kiinteän tuotteen saamiseksi, jota seuraa sulaminen, hilseily tai rakeistuminen.

Käänteissuola eli sedimentiksi kiteytynyt ruokasuola palautetaan takaisin prosessiin valmistaen siitä niin sanottua käänteistä suolaliuosta. Epäpuhtauksien kerääntymisen välttämiseksi liuoksissa epäpuhtaudet erotetaan siitä ennen käänteisen suolaliuoksen valmistamista.

Anolyytin häviötä täydennetään lisäämällä tuoretta suolavettä, joka on saatu maanalaisen haliitin, biskofiitin ja muiden natriumkloridia sisältävien mineraalien suolakerroksista liuottamalla, ja lisäksi liuottamalla ne tuotantopaikalla erikoissäiliöihin. Ennen kuin se sekoitetaan paluuvesiliuokseen, tuore suolavesi puhdistetaan mekaanisista suspensioista ja merkittävästä osasta kalsium- ja magnesiumioneja.

Syntynyt kloori erotetaan vesihöyrystä, puristetaan ja toimitetaan joko klooria sisältävien tuotteiden valmistukseen tai nesteyttämiseen.

Suhteellisen yksinkertaisuutensa ja alhaisten kustannustensa vuoksi kalvomenetelmää kloorin valmistukseen käytetään tällä hetkellä laajalti teollisuudessa.

Diafragmaelektrolysaattorin kaavio.

Kalvomenetelmä

Kalvomenetelmä kloorin valmistukseen on energiatehokkain, mutta samalla vaikeasti organisoitava ja toimiva.

Sähkökemiallisten prosessien näkökulmasta kalvomenetelmä on samanlainen kuin kalvomenetelmä, mutta anodi- ja katoditilat erotetaan kokonaan anioneja läpäisemättömällä kationinvaihtokalvolla. Siksi kalvoelektrolysaattorissa, toisin kuin kalvoelektrolysaattorissa, ei ole yhtä virtausta, vaan kaksi.

Kuten kalvomenetelmässä, suolaliuoksen virtaus tulee anoditilaan. Ja katodissa - deionisoitu vesi. Katoditilasta virtaa tyhjennetyn anolyytin virta, joka sisältää myös hypokloriitti- ja kloraatti-ionien epäpuhtauksia ja klooria, ja anodisesta tilasta - lipeää ja vetyä, käytännössä ilman epäpuhtauksia ja lähellä kaupallista pitoisuutta, mikä vähentää energiakustannuksia niiden haihdutus ja puhdistus.

Samalla syöttösuolaliuos (sekä tuoreena että kierrätettynä) ja vesi puhdistetaan alustavasti mahdollisimman paljon mahdollisista epäpuhtauksista. Tällaisen perusteellisen puhdistuksen määrää polymeerikationinvaihtokalvojen korkea hinta ja niiden herkkyys syöttöliuoksen epäpuhtauksille.

Lisäksi ioninvaihtokalvojen rajoitettu geometrinen muoto ja lisäksi alhainen mekaaninen lujuus ja lämpöstabiilisuus määräävät suurimmaksi osaksi kalvoelektrolyysilaitteistojen suhteellisen monimutkaiset rakenteet. Samasta syystä kalvoasennukset vaativat kaikkein kehittyneimmät automaattiset valvonta- ja ohjausjärjestelmät.

Kaavio kalvoelektrolysaattorista.

Elohopeamenetelmä nestemäisellä katodilla

Kloorin tuottamisen sähkökemiallisista menetelmistä elohopeamenetelmä mahdollistaa puhtaimman kloorin saamisen.

Elohopeaelektrolysaattorin kaavio.

Elohopean elektrolyysilaitteisto koostuu elektrolysaattorista, amalgaamin hajottajasta ja elohopeapumpusta, jotka on yhdistetty toisiinsa elohopeaa johtavilla yhteyksillä.

Elektrolysaattorin katodi on pumpun pumppaama elohopeavirta. Anodit - grafiitti, hiili tai vähän kuluvat (ORTA, TDMA tai muut). Yhdessä elohopean kanssa ruokasuolan syöttöliuos virtaa jatkuvasti elektrolysaattorin läpi.

Anodilla elektrolyytin kloori-ionit hapetetaan ja klooria vapautuu:

- pääprosessi

Kloori ja anolyytti poistetaan elektrolysaattorista. Elektrolysaattorista poistuva anolyytti kyllästetään lisäksi tuoreella haliittilla, sen mukana tulleet sekä anodeista ja rakennemateriaaleista huuhtoutuvat epäpuhtaudet poistetaan siitä ja palautetaan elektrolyysiin. Ennen kyllästämistä siihen liuennut kloori poistetaan anolyytistä.

Kasvavat vaatimukset tuotannon ympäristöturvallisuudelle ja metallisen elohopean korkeat kustannukset johtavat elohopeamenetelmän asteittaiseen syrjäyttämiseen menetelmillä, joissa klooria tuotetaan kiinteällä katodilla.

Laboratoriomenetelmät

Kloorin saatavuuden vuoksi laboratoriokäytännössä käytetään yleensä sylintereissä olevaa nesteytettyä klooria. Klooria voidaan tuottaa saattamalla happo reagoimaan natriumhypokloriitin kanssa:

Lisäksi vapautuu happea. Jos käytät suolahappoa, reaktio näyttää erilaiselta:

Kloorin saamiseksi pieninä määrinä käytetään yleensä prosesseja, jotka perustuvat kloorivedyn hapetukseen vahvoilla hapettimilla (esimerkiksi mangaani(IV)oksidi, kaliumpermanganaatti, kaliumdikromaatti, lyijydioksidi, Berthollet-suola jne.), mangaanidioksidi tai kaliumpermanganaatti:

Jos sylintereiden käyttö ei ole mahdollista, kloorin tuottamiseen voidaan käyttää pieniä elektrolysaattoreita, joissa on tavanomainen tai venttiilielektrodi.