Общая характеристика химического элемента Хлор

Размещено на http://allbest.ru/

Размещено на http://allbest.ru/

Министерство образования Украины

Таврический национальный университет им. В.И. Вернадского

Реферат

На тему: ”Общая характеристика химического элемента-Хлор”

Выполнил студент: Кучинский А.А.

г.Симферополь

Содержание

I. Общие сведения

1. История открытия

2. Распространение в природе

3. Получение

4. Применение

II. Физические и химические свойства

III. Хлор в организме

I. Общие сведения

ХЛОР (лат. Chlorum), Cl - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

1. История открытия

Соединения хлора (англ. Chlorine, франц. Chlore, нем. Chlor), прежде всего поваренная соль и нашатырь, известны очень давно. К более позднему времени относится знакомство с соляной кислотой. В конце XVI в. (1595) о ней упоминает в своей "Aлхимии" Либавиус, в XVII в. - Василий Валентин. Тогда соляную кислоту в небольших количествах получали для алхимических и ремесленных целей путем перегонки смеси поваренной соли, железного купороса, квасцов и т. д. Более подробно соляная кислота описана Глаубером, разработавшим способ получения чистой кислоты из смеси поваренной соли с серной кислотой. Глаубер дает рекомендации по применению соляной кислоты, в частности, в качестве приправы к кушаньям вместо уксуса. Свободный хлор, возможно, был получен тоже Глаубером, а затем Ван Гельмонтом и Бойлем, однако честь официального открытия хлора несомненно принадлежит Шееле. Исследуя в 1774 г. черную магнезию (Magnesia nigra - пиролюзит), которую считали тогда разновидностью белой магнезии, содержащей тяжелые примеси, например бария, Шееле обнаружил, что она растворяется в соляной кислоте на холоду с образованием темного коричневого раствора. Шееле предполагал, что при этом должен получаться "воспламеняемый воздух" (водород), как это происходит при действии кислот на металлы, но выделившийся газ совершенно не походил на водород. Шееле собрал газ в пузырь и, наблюдая за ним, заметил, что газ разъедает пробку, обесцвечивает живые цветы, действует на все, за исключением золота, металлы, образует дым в смеси с аммиаком, а при его соединении с содой получается обыкновенная соль. Так как флогистики считали, что черная магнезия при растворении в кислоте поглощает много флогистона, отнимая его и у других тел, в первую очередь от кислоты, Шееле назвал новый газ дефлогистированной соляной (Dephlogistierte Salzsaure) или муриевой кислотой (muria - рассол, соленая вода). Разрабатывая свою кислородную теорию, Лавуазье дал этой "кислоте" новое название - оксигенированная или окисленная соляная кислота, т. е. соединение кислорода с соляной кислотой (Acide marin dephlogistique, Acide muriatique oxygene). Согласно положениям антифлогистической химии, она должна была содержать кислород в соединении с каким-либо элементом, в данном случае мурием (Murium, Muriaticum); именно поэтому в списке простых тел Лавуазье фигурирует особый муриевый радикал (radical muriatique). В конце XVIII -- начале XIX в. многие ученые стремились получить мурий в свободном состоянии с тем, чтобы определить его степень окисления в различных соединениях; естественно, что их поиски были безуспешными. В 1809 г., спустя 15 лет после смерти Лавуазье, Гей-Люссак и Тенар, пытаясь обнаружить кислород в окисленной соляной кислоте (т. е. хлоре), пропускали ее над углем в раскаленной фарфоровой трубе. Однако по выходе из трубки газ оставался неизменным, так же как и уголь. Дэви повторил эти опыты и, кроме того, пытался разложить окисленную соляную кислоту электролитически, но в обоих случаях "кислота" не обнаруживала каких-либо изменений. Исследуя действие "кислоты" на металлы и их окислы металлов, Дэви установил образование хлористых солей. Отсюда следовало, что окисленная соляная кислота представляет собой элементарное вещество, и Дэви решил дать ей новое название - хлорин или хлорный газ (Chlorine и Chloriс gas). При выборе названия он исходил из принципа номенклатурной комиссии Парижской академии наук - именовать новые вещества по их свойствам. Газ имел желто-зеленый цвет, отсюда его название от греч. - желто-зеленый. Доводы Дэви были приняты большинством химиков. В 1812 г. Гей-Люссак предложил изменить название газ на "хлор", оно стало общепринятым во всех странах, кроме Англии и США. Свойство хлора легко соединяться со щелочными металлами с образованием хлоридов дало повод Швейгеру предложить в 1811 г. название - галоген, т. е. солеобразователь, солетвор. В русской химической литературе начала XIX в. имеется чрезвычайное разнообразие в наименовании хлора: гас пресыщенной соляной кислоты, пресыщенная соляная кислота, обезгорюченная соляная кислота (Петров, Севергин), окисленный солянокислый гас (Шерер, 1808), солеперекислый гас (Захаров,1810), солетвор (Гизе, 1813), хлор, соляная окисленная кислота, хлорин (Двигубский, 1824). Кроме того, встречаются названия оксимуриевая кислота, солетворная окись, хлорина, соляной спирт, окисленный галоген, галогенит, гасовидная соляная кислота, галогений и др.

2. Распространение в природе

Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7_*10^-2% по массе, в кислых изверженных породах - гранитах 2,4_*10^-2, в основных и ультраосновных 5_*10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl^- он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О, бишофит МgCl_2*6Н₂О. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.

3. Получение

Xлор начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора окислением НСl кислородом воздуха п присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 веков хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 - 95% хлора в мире. Небольшие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 году мировое производство хлора составляло около 23 млн. тонн. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства хлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NаОН, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый NаОН без использования ртути.

4. Применение

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60 - 75%; неорганических соединений, содержащих хлор, -10 - 20%; на отбелку целлюлозы и тканей - 5 - 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2 - 6% от общей выработки.

Xлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других.

II. Физические и химические свойства

Xлор имеет t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Молекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂+243 кдж 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs² 3р⁵. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере хлора, образуя РСl₃, а при дальнейшем хлорировании - РСl₅; сера с хлором при нагревании дает S₂Сl₂, SСl₂ и другие S_nCl_m. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция).

Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °С. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3% Н₂, взрывоопасны.

С кислородом хлор образует окислы: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

Xлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты:

Сl₂ + Н₂О НСlО + НСl.

При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды:

2NаОН + Сl₂ = NаСlO + NаСl + Н₂О,

а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании ограниченных соединений хлор либо замещает водород:

R--Н + Сl₂ = RСl + НСl,

либо присоединяется по кратным связям:

С=С + Сl2 СlС--ССl

образуя различные хлорсодержащие органические соединения.

Xлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF₃, СlF₅ очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF₃ стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО₃F, СlО₂F₃, СlOF, СlОF₃ и перхлорат фтора FСlO₄.

хлор химический элемент соединение

III. Хлор в организме

Xлор - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в хлоре, (2 - 4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Отравления хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтичой промышленности. Xлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций хлора отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т. п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3 - 7 суток. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций хлора наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений, герметизация производств, оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе производств, помещений 1 мг/м³. Производство хлора, хлорной извести и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда.

Список литературы

1) www. ru.wikipedia.org

2) www.xumuk.ru

3) www.chem.msu.su

4) www.megabook.ru

Размещено на Allbest.ru