chlor

Cl, chemický prvek ve Skupině VII mendělejevovy soustavy. Atomové číslo, 17; atomová hmotnost, 35.453. Člen rodiny halogenů.

Za normálních podmínek (0°C a 0,1 meganewton/m2, nebo 1 kilogram síla/cm2), chlor je žlutavě zelený plyn, štiplavý, dráždivý zápach. Vyskytuje se přirozeně ve formě dvou stabilních izotopů: 35Cl (75,77 procenta) a 37Cl (24,23 procenta). Množství radioaktivní izotopy chloru byly získány uměle, s hmotnostní čísla 32, 33, 34, 36, 38, 39, a 40, které mají poločas 0,31 sec, 2.5 sec, 1.56 sec, 3.1 × 105 yr, 37.3 min, 55.5 min, a 1,4 min, resp. 36Cl a 38Cl se používají jako izotopové stopovací látky.

historie. Chlór byl poprvé získán v roce 1774 K. Scheele reakcí kyseliny chlorovodíkové s pyroluzit (oxid manganičitý). Nicméně, to bylo jen v 1810 že H. Davy založil to jako prvek a pojmenoval to chlor (z řeckého chloros, “nažloutlý zelený”). V Roce 1813 J. L. Gay-Lussac navrhl francouzské jméno chlore pro tento prvek, od kterého je odvozeno ruské jméno khlor.

distribuce v přírodě. Chlor se v přírodě vyskytuje pouze jako složka sloučenin. Průměrný obsah chloru v zemské kůře (clarke) je 1.7 × 10-2% hmotnosti. Průměrný obsah v kyselých vyvřelých horninách, jako jsou žuly, je 2,4 × l0-2 a v základních a ultrabazických horninách 5 × 10-3. Migrace vody hraje hlavní roli v historii chloru v zemské kůře. Ve formě Cl– iontu je chlor součástí zemských oceánů (1.93 procent), podzemní solanky a solná jezera. Existuje 97 chlorových minerálů, především přírodních chloridů,z nichž nejdůležitější je Halit, NaCl (viz a kamenná sůl). Četné rozsáhlé vklady draslíku a hořčíku, chloridů a smíšené chloridy jsou známé: sylvinit, KCl, sylvinite, (Na,K)Cl, karnalit, KCl · MgCl2 · 6H2Ó, kainit, KCl · MgSO4 · 3H2O, a minerál MgCl2 · 6H2O. Migrace HCl obsažené v sopečných plynů do horní části zemské kůry, byl velký význam v geologické historie země.

fyzikální a chemické vlastnosti. Bod varu chloru je -34.05°C a bod tání -101°C. hustota plynného chloru za normálních podmínek je 3.214 g/litr (g/l), zatímco hustota syté páry při teplotě 0°C je 12.21 g/l. Hustota kapalného chloru v jeho bod varu je 1.557 g/cm3, zatímco hustota pevných chloru v -102°C je 1,9 g/cm2. Tlak nasycených par chloru je 0.369 meganewton/m2 (MN/m2), nebo 3.69 kg-force (kgf/cm2), při 0″C, 0.772 MN/m2 (7.72 kgf/cm2) při 25°C, a 3.814 MN/m2 (38.14 kgf/cm2) při 100°C. Teplo fúze je 90,3 kilojoulů/kg (kJ/kg) nebo 21,5 cal/g, zatímco teplo odpařování je 288 kJ/kg (68,8 cal/g). Tepelná kapacita plynného chloru při konstantním tlaku je 0,48 kJ / (kg * ° K) nebo 0,11 cal/(g * °C). Kritické konstanty chloru jsou následující: kritická teplota, 144°C, kritický tlak, 7.72 MN/m2 (77.2 kgf/cm2); kritické hustoty, 573 g/l; a kritický objem, 1.745 × 10–3l/g. Rozpustnost chloru na parciální tlak 0,1 MN/m2 (1 kgf/cm2) ve vodě je 14,8 g/l při 0°C, 5.8 g/l při 30°C, a 2.8 g/l při 70°C, zatímco v 300 g/l NaCl roztoku, jeho rozpustnost je 1.42 g/l při 30°C a na 0,64 g/l při 70°C.

Níže 9.6°C ve vodných roztocích, hydratuje chloru jsou tvořeny s proměnlivým složením Cl2 · nH2O (kde n se pohybuje v rozmezí od 6 do 8), které jsou ve formě žlutých krystalů izometrický systém, který rozkládají se zvyšující se teplotou do chloru a vody. Chlor je snadno rozpustný v TiCl4, SiCl4, SnCl4 a některých organických rozpouštědlech, zejména hexanu, C6H14 a tetrachlormethan, CCl4. Molekula chloru je diatomická (Cl2). Stupeň tepelné disociace Cl2 + 243 kJ ⇄ 2Cl je 2.07 × 10-4 procent na 1000°K a 0.909 procenta na 2500°K.

vnější elektronové konfigurace atom chloru je 3s23p5. V důsledku toho může mít chlor ve svých sloučeninách oxidační stavy -1, +1, +3, +4, +5, +6, a +7. Kovalentní poloměr atomu chloru je 0,99 Å, zatímco iontový poloměr Cl-je 1,82 Å. Elektronová afinita atomu chloru je 3,65 eV, zatímco ionizační energie je 12,97 eV.

Chemicky, chlor je velmi reaktivní a slučuje se přímo s téměř všemi kovy (s kovy reaguje pouze v přítomnosti vlhkosti nebo na topení) a nekovy (s výjimkou uhlíku, dusíku, kyslíku a inertní plyny), které tvoří odpovídající chloridy. Reaguje s mnoha sloučeninami, nahrazuje vodík v nasycených uhlovodících a kombinuje s nenasycenými sloučeninami. Chlor nahrazuje brom a jod z jejich sloučenin vodíkem a kovy a je sám nahrazen fluorem z jeho sloučenin s těmito prvky.

v přítomnosti malého množství vlhkosti reagují alkalické kovy spalováním s chlorem. Většina kovů reaguje se suchým chlorem pouze po zahřátí. Ocel, stejně jako některé kovy, jsou stabilní v přítomnosti suchého chloru při mírných teplotách, a proto se používají pro konstrukci zařízení používaných se suchým chlorem a nádrží pro skladování suchého chloru. Fosfor se vznítí v chloru za vzniku PCl3 a po další chloraci PCl5. Síra reaguje s chlorem za vzniku S2Cl2, SCl2 a dalších sloučenin s obecným vzorcem SnClm. Arsen, antimon, vizmut, stroncium a telur reagují energicky s chlorem.

směs chloru a vodíku hoří bezbarvým nebo nažloutlým zeleným plamenem, čímž vzniká chlorovodík řetězovou reakcí. Maximální teplota plamene vodík-chlor je 2200°C. směsi chloru a vodíku obsahující 5, 8 až 88, 5% vodíku jsou výbušné.

S kyslíkem, chlorem tvoří oxidy Cl2O, ClO2, O2O6, Cl2O7, a Cl2O8, stejně jako chlornany (soli kyseliny chlorné), chloritany, chlorečnany a chloristany. Všechny kyslíkové sloučeniny chloristanu chloristanu. Všechny kyslíkové sloučeniny chloru tvoří výbušné směsi se snadno oxidovatelnými sloučeninami. Oxidy chloru mají nízkou stabilitu a mohou spontánně explodovat. Chlornany se při skladování pomalu rozkládají, zatímco chlorečnany a chloristany mohou explodovat působením iniciátorů.

Chlor hydrolizes ve vodě, tvoří chlorná a chlorovodíková kyseliny: Cl2 + H2O ⇆ HClO + HCl. Chlornany a chloridy vznikají při chloraci studených alkalických vodných roztoků: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2. Chlorečnany se tvoří při zahřátí. Chlorované vápno vzniká chlorací suchého hydroxidu vápenatého (viz).

při reakci mezi amoniakem a chlorem vzniká chlorid dusnatý. V chlorace organických sloučenin, chlor buď nahradí vodík, například, R—H + Cl2 = RCl + HCl, nebo se připojuje přes více vazeb, například,

tvoří různé chlor obsahující organické sloučeniny (organické chloridy).

s jinými halogeny tvoří chlor interhalogenové sloučeniny. Fluoridy ClF, ClF3 a ClF5 jsou velmi reaktivní; například skleněná vata se spontánně ingnituje v přítomnosti ClF3. Sloučeniny chloru s kyslíkem a fluorem zahrnují oxyfluoridy chloru, jako jsou ClO3F, ClO2F3, ClOF a ClOF3, a chloristan fluoru, FClO4.

výroba. Průmyslové výroby chloru byla zahájena v roce 1785 založena na reakci mezi kyselinou chlorovodíkovou a oxid manganičitý, nebo pyroluzit. V roce 1867 vyvinul britský chemik h. Deacon metodu výroby chloru oxidací HCl za použití atmosférického kyslíku v přítomnosti katalyzátoru. Na přelomu 20. století byl chlor vyráběn elektrolýzou vodných roztoků chloridů alkalických kovů. Asi 90-95% světové produkce chloru byla získána tyto metody v roce 1970. Malé množství chloru jsou získávány jako vedlejší produkt při výrobě hořčíku, vápníku, sodíku a lithia elektrolýzou roztavených chloridů. V roce 1975 byla světová produkce chloru asi 25 milionů tun.

dvě hlavní metody elektrolýzy vodných roztoků NaCl jsou elektrolýza v membránové buňce s pevnou katodou a elektrolýza v rtuťové katodové buňce. V obou metodách se plynný chlor uvolňuje na grafitové anodě nebo anodě oxidu titaničitého-oxidu ruthenia. V první metodě, vodík je osvobozen na katodě, a roztok NaOH a NaCl je tvořen, z níž obchodního hydroxidu sodného se získává tím, že následné zpracování. Ve druhé metodě se na katodě vytvoří amalgám sodný. Roztok NaOH, vodík a čistá rtuť se vytvoří při rozkladu amalgámu sodného čistou vodou v samostatném zařízení. Vytvořená čistá rtuť se znovu používá při výrobě. Obě metody poskytují 1,125 tun NaOH na tunu vyrobeného chloru.

elektrolýza v membránovém článku je levnější proces a poskytuje levnější NaOH. Metoda rtuťové katody umožňuje výrobu velmi čistého NaOH, i když ztráty rtuti v průběhu výroby znečišťují životní prostředí. V roce 1970 62.2 procenta světové produkce chloru byla rtuťové katodě metodou, zatímco metoda s použitím membrány buněk činil 33,6 procenta a další metody na 4,2 procenta. Počínaje rokem 1970 byla použita elektrolýza pomocí pevné katody a iontoměničové membrány, což je metoda, která umožnila výrobu čistého NaOH bez rtuti.

použití. Výroba chloru je jedním z předních odvětví chemického průmyslu. Většina vyrobeného chloru se v místě výroby přemění na sloučeniny obsahující chlor. Chlor je skladován a přepravován v kapalné formě v nádržích, válcích, železničních cisternových vozech nebo speciálně vybavených lodích. Následující spotřebu chloru je charakteristická pro průmyslové země: 60-75 procent se používá pro výrobu chlor obsahující organické sloučeniny, 10-20 procent pro výrobu chlor-obsahující anorganické látky, 5-15 procent pro bělení buničiny a tkaniny, a 2-6% pro sanitární účely a vody chlorace.

chlor se také používá pro chloraci některých rud za účelem extrakce titanu, niobu a zirkonia.

různé organické a anorganické sloučeniny obsahující chlor jsou diskutovány v samostatných článcích (viz Index).

chlor v organismech. Chlor je biogenní prvek a složka rostlinných a živočišných tkání. Obsah chlóru v rostlinách se pohybuje od tisícin 1 procenta do několika procent (halophytes obsahují velké množství chlóru), zatímco obsah chloru u zvířat se pohybuje od setin až desetin z 1 procenta. Denní potřeba chloru dospělého člověka je 2-4 g a je splněna jednoduše při požití potravy. V potravinách je chlor obvykle přítomen v přebytku ve formě chloridu sodného a chloridu draselného. Chléb, maso a mléčné výrobky jsou obzvláště bohaté na chlor.

v živočišných organismech je chlor hlavní osmoticky účinnou látkou krevní plazmy, lymfy, míchy a některých tkání. Je důležitý při metabolismu vody a soli, což usnadňuje zadržování vody tkáněmi. Regulace acidobazické rovnováhy v tkáních se provádí kromě jiných procesů změnou distribuce chloru mezi krví a jinými tkáněmi.

v rostlinách se chlor podílí na výměně energie a aktivuje jak oxidační fosforylaci, tak fotofosforylaci. Ovlivňuje také absorpci kyslíku kořeny a je nezbytný pro tvorbu kyslíku při fotosyntéze izolovanými chloroplasty. Chlor není zahrnut do složení většiny výživných médií pro umělé pěstování rostlin. Je možné, že pro vývoj rostlin postačují velmi nízké koncentrace chloru.

otrava. Otrava chlorem je možná v chemickém, celulózovém a papírovém, textilním a farmaceutickém průmyslu. Chlor dráždí sliznice očí a dýchacích cest. Sekundární infekce obvykle následují primární zánětlivé změny. Akutní otrava se vyvíjí téměř okamžitě. Mezi příznaky poznamenal při inhalaci středních a nízkých koncentrací chlóru jsou utahovací a bolest na hrudi, suchý kašel, rychlé dýchání, pocit pálení v očích a slzení, zvýšený obsah leukocytů v krvi, a zvýšení tělesné teploty. Bronchiální pneumonie, toxický plicní edém, deprese a křeče jsou možné. V lehkých případech dochází k zotavení po třech až sedmi dnech. Katar horních cest dýchacích a opakující se bronchitida a pneumoskleróza jsou dlouhodobé následky; je také možná aktivace plicní tuberkulózy. Při dlouhodobém dýchání nízkých koncentrací chloru jsou pozorovány podobné, ale pomalu se rozvíjející poruchy.

bezpečnostní opatření k prevenci otravy chlorem zahrnují hermetické utěsnění výrobního zařízení, dobré větrání a v případě potřeby použití plynových masek. Maximální přípustná koncentrace chloru ve vzduchu ve výrobních místech je 1 mg / m3. Výroba chloru, chlorovaného vápna a dalších sloučenin obsahujících chlor je považována za potenciálně škodlivou, a proto sovětské právo omezuje používání ženské a mladistvé práce.