الكلور ينتمي إلى المجموعة. طرق الكلور لإنتاج الكلور
تعريف
الكلور- عنصر كيميائي من المجموعة السابعة من الفترة الثالثة من النظام الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف. اللافلزية.
يشير إلى العناصر - p -family. الهالوجين. الرقم التسلسلي هو 17. هيكل المستوى الإلكتروني الخارجي هو 3s 2 3 p 5. الكتلة الذرية النسبية - 35.5 صباحًا. جزيء الكلور ثنائي الذرة - Cl 2.
الخواص الكيميائية للكلور
يتفاعل الكلور مع معادن بسيطة:
Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (t) ؛
Cl 2 + 2Fe \ u003d 2FeCl 3 ؛
Cl 2 + 2Na = 2NaCl.
يتفاعل الكلور مع مواد بسيطة غير معدنية. لذلك ، عند التفاعل مع الفوسفور والكبريت ، تتشكل الكلوريدات المقابلة ، مع الفلور - الفلوريدات ، مع الهيدروجين - كلوريد الهيدروجين ، مع أكاسيد الأكسجين ، إلخ:
5Cl 2 + 2P = 2HCl 5 ؛
Cl 2 + 2S \ u003d SCl 2 ؛
Cl 2 + H 2 \ u003d 2HCl ؛
Cl 2 + F 2 \ u003d 2ClF.
الكلور قادر على إزاحة البروم واليود من مركباتهما بالهيدروجين والمعادن:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl ؛
Cl 2 + 2NaI \ u003d I 2 + 2NaCl.
الكلور قادر على الذوبان في الماء والقلويات ، بينما تحدث تفاعلات عدم تناسق الكلور ، ويعتمد تكوين نواتج التفاعل على شروط تنفيذه:
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO ؛
Cl 2 + 2NaOH \ u003d NaCl + NaClO + H 2 O ؛
3Cl 2 + 6NaOH \ u003d 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.
يتفاعل الكلور مع أكسيد غير مكون للملح - CO لتشكيل مادة ذات اسم تافه - الفوسجين ، مع الأمونيا لتكوين ثلاثي كلوريد الأمونيوم:
Cl 2 + CO \ u003d COCl 2 ؛
3 Cl 2 + 4NH 3 \ u003d NCl 3 + 3NH 4 Cl.
في التفاعلات ، يظهر الكلور خصائص عامل مؤكسد:
Cl 2 + H 2 S \ u003d 2HCl + S.
يدخل الكلور في تفاعلات التفاعل مع المواد العضوية من فئة الألكانات والألكينات والأرينات:
CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (الحالة - الأشعة فوق البنفسجية) ؛
CH 2 \ u003d CH 2 + Cl 2 \ u003d CH 2 (Cl) -CH 2 -Cl ؛
C 6 H 6 + Cl 2 \ u003d C 6 H 5 -Cl + HCl (كات \ u003d FeCl 3 ، AlCl 3) ؛
C 6 H 6 + 6Cl 2 \ u003d C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (حالة - الأشعة فوق البنفسجية).
الخصائص الفيزيائية للكلور
الكلور غاز أصفر مخضر. مستقر حراريا. عندما يتشبع الماء المبرد بالكلور ، تتشكل مادة ترشيح صلبة. يذوب جيدًا في الماء ، ويخضع للتفكيك إلى حد كبير ("ماء الكلور"). يذوب في رابع كلوريد الكربون والسائل SiCl 4 و TiCl4. إنه ضعيف الذوبان في محلول كلوريد الصوديوم المشبع. لا تتفاعل مع الأكسجين. مؤكسد قوي. نقطة الغليان - -34.1 درجة مئوية ، نقطة الانصهار - -101.03 درجة مئوية.
الحصول على الكلور
في السابق ، تم الحصول على الكلور بطريقة Scheele (تفاعل أكسيد المنغنيز (VI) مع حمض الهيدروكلوريك) أو بطريقة Deacon (تفاعل تفاعل كلوريد الهيدروجين مع الأكسجين):
MnO 2 + 4HCl \ u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O ؛
4HCl + O 2 \ u003d 2H 2 O + 2 Cl 2.
في عصرنا ، تُستخدم التفاعلات التالية للحصول على الكلور:
NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O ؛
2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 +5 Cl 2 + 8H 2 O ؛
2NaCl + 2H 2 O \ u003d 2NaOH + Cl 2 + H 2 (الحالة - التحليل الكهربائي).
تطبيق الكلور
لقد وجد الكلور تطبيقًا واسعًا في العديد من الصناعات ، حيث يتم استخدامه في إنتاج المواد البوليمرية (البولي فينيل كلوريد) ، والمبيضات ، والمبيدات الحشرية العضوية الكلورية (سداسي كلوران) ، وعوامل الحرب الكيميائية (الفوسجين) ، وتطهير المياه ، وفي الصناعات الغذائية ، وفي علم المعادن ، إلخ.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
مثال 2
| المهمة | ما هو حجم وكتلة وكمية مادة الكلور التي سيتم إطلاقها (n.o.) أثناء تفاعل 17.4 جم من أكسيد المنغنيز (IV) مع حمض الهيدروكلوريك ، إذا تم تناوله بكميات زائدة؟ |
| المحلول | دعونا نكتب معادلة التفاعل لتفاعل أكسيد المنغنيز (IV) مع حمض الهيدروكلوريك: 4HCl + MnO 2 \ u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. الكتل المولية لأكسيد المنغنيز (IV) والكلور ، محسوبة باستخدام جدول العناصر الكيميائية لـ D.I. منديليف - 87 و 71 جم / مول ، على التوالي. احسب كمية مادة أكسيد المنغنيز (IV): ن (MnO 2) = م (MnO 2) / م (MnO 2) ؛ ن (MnO 2) = 17.4 / 87 = 0.2 مول. وفقًا لمعادلة التفاعل n (MnO 2): n (Cl 2) \ u003d 1: 1 ، لذلك ، n (Cl 2) \ u003d n (MnO 2) \ u003d 0.2 مول. ثم تكون كتلة وحجم الكلور متساويين: م (Cl 2) = 0.2 × 71 = 14.2 جم ؛ V (Cl 2) \ u003d n (Cl 2) × V م \ u003d 0.2 × 22.4 \ u003d 4.48 لتر. |
| إجابه | كمية مادة الكلور 0.2 مول ، الكتلة 14.2 جم ، الحجم 4.48 لتر. |
تقع بلدة صغيرة في غرب فلاندرز. ومع ذلك ، فإن اسمها معروف في جميع أنحاء العالم وسيظل طويلاً في ذاكرة البشرية كرمز لواحدة من أعظم الجرائم ضد الإنسانية. هذه المدينة هي إيبرس. Crecy (في معركة Crecy عام 1346 ، استخدمت القوات الإنجليزية الأسلحة النارية لأول مرة في أوروبا.) - Ypres - Hiroshima - معالم في طريق تحويل الحرب إلى آلة تدمير عملاقة.
في بداية عام 1915 ، تشكلت ما يسمى بحافة Ypres على خط المواجهة الغربي. انحصرت القوات الأنجلو-فرنسية المتحالفة شمال شرق إيبرس في أراضي الجيش الألماني. قررت القيادة الألمانية شن هجوم مضاد وتسوية خط المواجهة. في صباح يوم 22 أبريل / نيسان ، عندما انفجرت شقة شمال شرق ، بدأ الألمان استعدادًا غير عادي للهجوم - فقد نفذوا أول هجوم بالغاز في تاريخ الحروب. في قطاع Ypres الأمامي ، تم فتح 6000 اسطوانة من الكلور في وقت واحد. في غضون خمس دقائق ، تشكلت سحابة ضخمة سامة ، تزن 180 طناً ، صفراء وخضراء ، تحركت ببطء نحو خنادق العدو.
لا أحد يتوقع هذا. كانت القوات الفرنسية والبريطانية تستعد للهجوم ، لقصف مدفعي ، وحفر الجنود بأمان ، لكنهم كانوا غير مسلحين تمامًا أمام سحابة الكلور المدمرة. اخترق الغاز القاتل جميع الشقوق ، في جميع الملاجئ. كانت نتائج الهجوم الكيميائي الأول (وأول انتهاك لاتفاقية لاهاي لعام 1907 بشأن عدم استخدام المواد السامة!) مذهلة - فقد ضرب الكلور حوالي 15 ألف شخص ، وحوالي 5 آلاف - حتى الموت. وكل هذا - من أجل تسوية الخط الأمامي بطول 6 كم! بعد شهرين ، شن الألمان هجومًا بالكلور على الجبهة الشرقية أيضًا. وبعد ذلك بعامين ، زادت إيبرس من سمعتها السيئة. خلال معركة ضارية في 12 يوليو 1917 ، تم استخدام مادة سامة ، سميت فيما بعد بغاز الخردل ، لأول مرة في منطقة هذه المدينة. الخردل مشتق من الكلور ثنائي كلورو إيثيل كبريتيد.
استذكرنا هذه الأحداث التاريخية ، المرتبطة ببلدة صغيرة وعنصر كيميائي واحد ، من أجل إظهار مدى خطورة العنصر رقم 17 في أيدي المجانين المتطرفين. هذه أحلك صفحة في تاريخ الكلور.
لكن سيكون من الخطأ تمامًا أن نرى في الكلور مادة سامة فقط ومادة خام لإنتاج مواد سامة أخرى ...
تاريخ الكلور
إن تاريخ عنصر الكلور قصير نسبيًا ، حيث يعود تاريخه إلى عام 1774. إن تاريخ مركبات الكلور قديم قدم العالم. يكفي أن نتذكر أن كلوريد الصوديوم هو ملح طعام. وعلى ما يبدو ، حتى في عصور ما قبل التاريخ ، لوحظت قدرة الملح في حفظ اللحوم والأسماك.
تعود أقدم الاكتشافات الأثرية - الدليل على استخدام الملح من قبل البشر إلى حوالي 3 ... 4 الألفية قبل الميلاد. تم العثور على أقدم وصف لاستخراج الملح الصخري في كتابات المؤرخ اليوناني هيرودوت (القرن الخامس قبل الميلاد). يصف هيرودوت تعدين الملح الصخري في ليبيا. في واحة سينه في وسط الصحراء الليبية كان المعبد الشهير للإله عمون رع. ولهذا سميت ليبيا بـ "الأمونيا" ، وكان الاسم الأول للملح الصخري هو "sal ammoniacum". لاحقًا ، بدءًا من القرن الثالث عشر تقريبًا. م ، تم تعيين هذا الاسم لكلوريد الأمونيوم.
يصف التاريخ الطبيعي لبليني الأكبر طريقة لفصل الذهب عن المعادن الأساسية عن طريق التكليس بالملح والطين. وأحد أوصاف تنقية كلوريد الصوديوم توجد في كتابات الطبيب العربي الكبير والكيميائي جابر بن حيان (في الهجاء الأوروبي - جابر).
من المحتمل جدًا أن الخيميائيين واجهوا أيضًا عنصر الكلور ، كما هو الحال في بلدان الشرق بالفعل في القرن التاسع ، وفي أوروبا في القرن الثالث عشر. كانت "الفودكا الملكية" معروفة - خليط من أحماض الهيدروكلوريك والنتريك. يقول كتاب Hortus Medicinae للهولندي فان هيلمونت ، الذي نُشر عام 1668 ، أنه عندما يتم تسخين كلوريد الأمونيوم وحمض النيتريك معًا ، يتم الحصول على غاز معين. بناءً على الوصف ، هذا الغاز مشابه جدًا للكلور.
وصف الكيميائي السويدي شيل الكلور بالتفصيل لأول مرة في أطروحته عن البيرولوزيت. عن طريق تسخين البيرولوزيت المعدني بحمض الهيدروكلوريك ، لاحظ شيل خاصية الرائحة المميزة للأكوا ريجيا ، وقام بجمع ودراسة الغاز الأصفر والأخضر الذي أدى إلى ظهور هذه الرائحة ، ودرس تفاعله مع بعض المواد. كان Scheele هو أول من اكتشف تأثير الكلور على الذهب والزنجبار (في الحالة الأخيرة ، يتم تشكيل مادة التسامي) وخصائص الكلور المبيضة.
لم يعتبر Scheele أن الغاز المكتشف حديثًا هو مادة بسيطة وأطلق عليه اسم "حمض الهيدروكلوريك dephlogistinated". في المصطلحات الحديثة ، اعتقد سكيل ، وبعده علماء آخرون في ذلك الوقت ، أن الغاز الجديد هو أكسيد حمض الهيدروكلوريك.
بعد ذلك بقليل ، اقترح بيرثوليه ولافوازييه اعتبار هذا الغاز أكسيدًا لعنصر جديد ، الموريوم. لمدة ثلاثة عقود ونصف ، حاول الكيميائيون عزل الموريوم المجهول دون جدوى.
كان أحد مؤيدي "أكسيد الموريوم" في البداية أيضًا ديفي ، الذي قام في عام 1807 بتحليل ملح الطعام بتيار كهربائي إلى معدن قلوي الصوديوم والغاز الأصفر والأخضر. ومع ذلك ، بعد ثلاث سنوات ، وبعد العديد من المحاولات غير المثمرة للحصول على الموريا ، توصل ديفي إلى استنتاج مفاده أن الغاز الذي اكتشفه سكيل كان مادة بسيطة ، وعنصرًا ، وأطلق عليه اسم غاز الكلوريك أو الكلور (من اليونانية χλωροζ - أصفر - أخضر) . وبعد ثلاث سنوات ، أعطى Gay-Lussac العنصر الجديد اسمًا أقصر - الكلور. صحيح ، في عام 1811 ، اقترح الكيميائي الألماني شفايجر اسمًا آخر للكلور - "هالوجين" (يُترجم حرفياً على أنه ملح) ، لكن هذا الاسم لم يتجذر في البداية ، وأصبح فيما بعد شائعًا لمجموعة كاملة من العناصر ، والتي يشمل الكلور.
"بطاقة شخصية" من الكلور
على السؤال ، ما هو الكلور ، يمكنك إعطاء ما لا يقل عن اثنتي عشرة إجابة. أولاً ، إنه هالوجين. ثانيًا ، أحد أقوى العوامل المؤكسدة ؛ ثالثًا ، غاز سام للغاية ؛ رابعًا ، أهم منتج في الصناعة الكيميائية الرئيسية ؛ خامسا ، المواد الخام لإنتاج البلاستيك ومبيدات الآفات والمطاط والألياف الصناعية والأصباغ والأدوية ؛ سادسا ، المادة التي يتم الحصول عليها من التيتانيوم والسيليكون والجلسرين والفلوروبلاست ؛ سابعاً: وسيلة لتنقية مياه الشرب وتبييض الأقمشة ...
هذه القائمة يمكن أن تستمر.
في ظل الظروف العادية ، يعتبر عنصر الكلور من الغازات الثقيلة ذات اللون الأصفر والأخضر ذات الرائحة النفاذة. الوزن الذري للكلور 35.453 ، والوزن الجزيئي 70.906 ، لأن جزيء الكلور ثنائي الذرة. يزن لتر واحد من الكلور الغازي في الظروف العادية (درجة الحرارة 0 درجة مئوية والضغط 760 مم زئبق) 3.214 جم. عند التبريد إلى -34.05 درجة مئوية ، يتكثف الكلور في سائل أصفر (كثافة 1.56 جم / سم 3) ، ويتصلب عند درجة حرارة من -101.6 درجة مئوية. تحت الضغط المتزايد ، يمكن تصفية الكلور عند درجات حرارة أعلى تصل إلى + 144 درجة مئوية. الكلور قابل للذوبان بدرجة عالية في ثنائي كلورو الإيثان وبعض المذيبات العضوية الأخرى المحتوية على الكلور.
العنصر رقم 17 نشط للغاية - فهو يتصل مباشرة بجميع عناصر النظام الدوري تقريبًا. لذلك ، في الطبيعة ، يحدث فقط في شكل مركبات. المعادن الأكثر شيوعًا التي تحتوي على الكلور ، هالايت كلوريد الصوديوم ، سيلفينيت KCl NaCl ، bischofite MgCl 2 6H 2 O ، carnallite KCl MgCl 2 6H 2 O ، kainite KCl MgSO 4 3H 2 O. هذا هو أول "نبيذ" (أو "الجدارة") أن نسبة الكلور في القشرة الأرضية هي 0.20٪ بالوزن. بالنسبة للمعادن غير الحديدية ، تعتبر بعض المعادن النادرة المحتوية على الكلور مهمة جدًا ، على سبيل المثال ، قرن الفضة AgCl.
من حيث الموصلية الكهربائية ، يُصنف الكلور السائل من بين أقوى العوازل: فهو موصّل تيار أسوأ بمليار مرة من الماء المقطر ، و 10 22 مرة أسوأ من الفضة.
سرعة الصوت في الكلور أقل مرة ونصف من سرعة الهواء.
وأخيرًا - حول نظائر الكلور.
الآن تسعة نظائر معروفة لهذا العنصر ، ولكن يوجد اثنان فقط في الطبيعة - الكلور 35 والكلور 37. الأولى أكبر بثلاث مرات من الثانية.
تم الحصول على النظائر السبعة المتبقية بشكل مصطنع. أقصرها عمرا - 32 Cl لها عمر نصف يبلغ 0.306 ثانية ، والأطول عمرا - 36 Cl - 310 ألف سنة.
كيف يتم الحصول على الكلور؟
أول ما تلاحظه عند وصولك إلى مصنع الكلور هو خطوط الكهرباء العديدة. يستهلك إنتاج الكلور الكثير من الكهرباء - فهو ضروري لتحلل مركبات الكلور الطبيعية.
وبطبيعة الحال ، فإن المادة الخام الرئيسية للكلور هي الملح الصخري. إذا كان مصنع الكلور يقع بالقرب من النهر ، فلن يتم نقل الملح عن طريق السكك الحديدية ، ولكن عن طريق الصنادل - إنه أكثر اقتصادا. الملح منتج غير مكلف ، ولكن يتم استهلاك الكثير منه: للحصول على طن من الكلور ، تحتاج إلى حوالي 1.7 ... 1.8 طن من الملح.
يذهب الملح إلى المستودعات. يتم تخزين مخزون المواد الخام لمدة ثلاثة إلى ستة أشهر هنا - إنتاج الكلور ، كقاعدة عامة ، هو حمولة كبيرة.
يُسحق الملح ويذوب في ماء دافئ. يتم ضخ هذا المحلول الملحي عبر خط الأنابيب إلى ورشة التنظيف ، حيث يتم تنظيف المحلول الملحي في خزانات ضخمة ، بارتفاع منزل من ثلاثة طوابق ، من شوائب أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم وتنقيته (يُسمح له بالاستقرار). يتم ضخ محلول نقي مركز من كلوريد الصوديوم إلى ورشة إنتاج الكلور الرئيسية - إلى ورشة التحليل الكهربائي.
في محلول مائي ، يتم تحويل جزيئات الملح إلى أيونات الصوديوم والكلوريد. يختلف أيون الكلور عن ذرة الكلور فقط لأنه يحتوي على إلكترون إضافي واحد. هذا يعني أنه من أجل الحصول على عنصر الكلور ، من الضروري تمزيق هذا الإلكترون الإضافي. يحدث هذا في الخلية الموجودة على قطب موجب الشحنة (الأنود). يبدو أن الإلكترونات "تمتص" منه: 2Cl - → Cl 2 + 2 ē . الأنودات مصنوعة من الجرافيت ، لأن أي معدن (باستثناء البلاتين وما يماثله) يزيل الإلكترونات الزائدة من أيونات الكلور ، ويتآكل وينهار بسرعة.
هناك نوعان من التصميم التكنولوجي لإنتاج الكلور: الحجاب الحاجز والزئبق. في الحالة الأولى ، تعمل الصفيحة الحديدية المثقبة ككاثود ، ويتم فصل مسافات الكاثود والأنود في الخلية بواسطة غشاء الأسبستوس. على كاثود الحديد ، يتم تفريغ أيونات الهيدروجين وتشكيل محلول مائي من الصودا الكاوية. إذا تم استخدام الزئبق ككاثود ، فإنه يتم تصريف أيونات الصوديوم عليه ويتكون ملغم الصوديوم ، والذي يتحلل بعد ذلك بواسطة الماء. يتم الحصول على الهيدروجين والصودا الكاوية. في هذه الحالة ، لا توجد حاجة إلى الحجاب الحاجز الفاصل ، ويكون القلوي أكثر تركيزًا من المحلل الكهربائي الغشائي.
لذلك ، فإن إنتاج الكلور هو في نفس الوقت إنتاج الصودا الكاوية والهيدروجين.
يتم إزالة الهيدروجين من خلال الأنابيب المعدنية ، والكلور من خلال أنابيب الزجاج أو السيراميك. الكلور المحضر حديثًا مشبع ببخار الماء وبالتالي فهو شديد العدوانية. بعد ذلك ، يتم تبريده أولاً بالماء البارد في أبراج عالية ، مبطنة ببلاط السيراميك من الداخل ومملوءة بفوهات خزفية (ما يسمى بحلقات Raschig) ، ثم يتم تجفيفها بحمض الكبريتيك المركز. إنه مادة الكلور المجففة الوحيدة وأحد السوائل القليلة التي يتفاعل معها الكلور.
لم يعد الكلور الجاف عدوانيًا جدًا ، فهو لا يدمر ، على سبيل المثال ، المعدات الفولاذية.
يُنقل الكلور عادة في حالة سائلة في صهاريج أو اسطوانات للسكك الحديدية تحت ضغط يصل إلى 10 ضغط جوي.
في روسيا ، تم تنظيم إنتاج الكلور لأول مرة منذ عام 1880 في مصنع Bondyuzhsky. ثم تم الحصول على الكلور من حيث المبدأ بنفس الطريقة التي حصل عليها Scheele في عصره - عن طريق تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع البيرولوزيت. تم استخدام كل الكلور المنتج في إنتاج مادة التبييض. في عام 1900 ، ولأول مرة في روسيا ، تم تشغيل ورشة لإنتاج التحليل الكهربائي للكلور في مصنع Donsoda. كانت قدرة هذه الورشة 6 آلاف طن فقط في السنة. في عام 1917 ، أنتجت جميع مصانع الكلور في روسيا 12000 طن من الكلور. وفي عام 1965 ، تم إنتاج حوالي مليون طن من الكلور في الاتحاد السوفياتي ...
واحد من عدة
يمكن التعبير عن جميع التطبيقات العملية المتنوعة للكلور دون تمدد كبير في عبارة واحدة: الكلور ضروري لإنتاج منتجات الكلور ، أي المواد التي تحتوي على الكلور "المرتبط". لكن بالحديث عن منتجات الكلور نفسها ، لا يمكنك الاستغناء عن عبارة واحدة. إنها مختلفة تمامًا - في كل من الخصائص والغرض.
لا يسمح لنا الحجم المحدود لمقالنا بالحديث عن جميع مركبات الكلور ، ولكن بدون قصة عن بعض المواد التي تتطلب الكلور على الأقل ، فإن "صورتنا" للعنصر رقم 17 ستكون غير كاملة وغير مقنعة.
خذ على سبيل المثال المبيدات الحشرية العضوية الكلورية - وهي مواد تقتل الحشرات الضارة ولكنها آمنة للنباتات. يتم إنفاق جزء كبير من الكلور الناتج في الحصول على منتجات وقاية النبات.
أحد أهم المبيدات الحشرية هو سداسي كلورو حلقي الهكسان (يشار إليه غالبًا باسم سداسي كلوران). تم تصنيع هذه المادة لأول مرة في عام 1825 بواسطة فاراداي ، لكنها وجدت تطبيقًا عمليًا فقط بعد أكثر من 100 عام - في الثلاثينيات من القرن الحالي.
الآن يتم الحصول على سداسي كلوران عن طريق معالجة البنزين بالكلور. مثل الهيدروجين ، يتفاعل البنزين ببطء شديد مع الكلور في الظلام (وفي غياب المحفزات) ، ولكن في الضوء الساطع ، يستمر تفاعل كلورة البنزين (C 6 H 6 + 3Cl 2 → C 6 H 6 Cl 6) بسرعة كبيرة.
يستخدم Hexachloran ، مثل العديد من المبيدات الحشرية الأخرى ، في شكل غبار مع مواد مالئة (التلك ، الكاولين) ، أو في شكل معلقات ومستحلبات ، أو أخيرًا في شكل رذاذ. Hexachloran فعال بشكل خاص في تجهيز البذور ومكافحة الآفات لمحاصيل الخضار والفاكهة. يبلغ استهلاك سداسي الكلور 1 ... 3 كجم للهكتار ، والتأثير الاقتصادي لاستخدامه أعلى بمقدار 10 ... 15 مرة من التكاليف. لسوء الحظ ، فإن سداسي كلوران غير ضار بالبشر ...
PVC
إذا طلبت من أي طالب أن يضع قائمة بالمواد البلاستيكية المعروفة لديه ، فسيكون أول من أطلق اسم البولي فينيل كلوريد (بخلاف ذلك ، بلاستيك الفينيل). من وجهة نظر الكيميائي ، PVC (كما يشار إلى كلوريد البوليفينيل غالبًا في الأدبيات) عبارة عن بوليمر في جزيء تترابط فيه ذرات الهيدروجين والكلور على سلسلة من ذرات الكربون:
قد يكون هناك عدة آلاف من الروابط في هذه السلسلة.
ومن وجهة نظر المستهلك ، فإن PVC عبارة عن مادة عازلة للأسلاك ومعاطف المطر ، ومشمع الأسطوانات والحاويات ، والورنيش الواقي ومواد التعبئة والتغليف ، والمعدات الكيميائية والبلاستيك الرغوي ، ولعب الأطفال وأجزاء الأدوات.
يتكون كلوريد البوليفينيل أثناء بلمرة كلوريد الفينيل ، والذي يتم الحصول عليه غالبًا بمعالجة الأسيتيلين بكلوريد الهيدروجين: HC ≡ CH + HCl → CH 2 = CHCl. هناك طريقة أخرى للحصول على كلوريد الفينيل - التكسير الحراري لثاني كلورو الإيثان.
CH 2 Cl - CH 2 Cl → CH 2 \ u003d CHCl + HCl. من المهم الجمع بين هاتين الطريقتين ، عند استخدام حمض الهيدروكلوريك في إنتاج كلوريد الفينيل بواسطة طريقة الأسيتيلين ، والذي يتم إطلاقه أثناء تكسير ثنائي كلورو الإيثان.
كلوريد الفينيل هو غاز عديم اللون ذو رائحة لطيفة ، قوية إلى حد ما ، أثيري تتبلمر بسهولة. للحصول على بوليمر ، يتم حقن كلوريد الفينيل السائل تحت الضغط في ماء دافئ ، حيث يتم سحقه إلى قطرات صغيرة. حتى لا يتم دمجهما ، يُضاف القليل من الجيلاتين أو كحول البولي فينيل إلى الماء ، ولكي يبدأ تفاعل البلمرة في التطور ، يتم أيضًا إدخال بادئ البلمرة ، البنزويل بيروكسايد ، هناك. بعد بضع ساعات ، تتصلب القطرات ويتكون البوليمر المعلق في الماء. يتم فصل مسحوق البوليمر على مرشح أو جهاز طرد مركزي.
تحدث البلمرة عادة عند درجة حرارة من 40 إلى 60 درجة مئوية ، وكلما انخفضت درجة حرارة البلمرة ، زادت جزيئات البوليمر الناتجة ...
تحدثنا عن مادتين فقط ، حيث يلزم العنصر رقم 17. فقط حوالي اثنين من بين عدة مئات. وهناك العديد من هذه الأمثلة. ويقولون جميعًا إن الكلور ليس غازًا سامًا وخطيرًا فحسب ، بل إنه عنصر مهم جدًا ومفيد جدًا.
الحساب الأولي
عندما يتم الحصول على الكلور عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم ، يتم الحصول على الهيدروجين وهيدروكسيد الصوديوم في وقت واحد: 2NACl + 2H 2 O \ u003d H 2 + Cl 2 + 2NaOH. بالطبع ، يعتبر الهيدروجين منتجًا كيميائيًا مهمًا للغاية ، ولكن هناك طرق أرخص وأكثر ملاءمة لإنتاج هذه المادة ، مثل تحويل الغاز الطبيعي ... ولكن يتم الحصول على الصودا الكاوية بشكل حصري تقريبًا عن طريق التحليل الكهربائي لمحاليل كلوريد الصوديوم - طرق أخرى تمثل أقل من 10٪. نظرًا لأن إنتاج الكلور و NaOH مترابطان تمامًا (على النحو التالي من معادلة التفاعل ، فإن إنتاج جزيء جرام واحد - 71 جم من الكلور - يكون مصحوبًا دائمًا بإنتاج جزيئين جرام - 80 جم من القلويات الإلكتروليتية) ، بمعرفة أداء ورشة العمل (أو المصنع ، أو الحالة) من حيث القلويات ، يمكنك بسهولة حساب كمية الكلور التي تنتجها. كل طن من هيدروكسيد الصوديوم "مصحوبة" بـ 890 كجم من الكلور.
أوه ، ولوب!
حمض الكبريتيك المركز هو عملياً السائل الوحيد الذي لا يتفاعل مع الكلور. لذلك ، لضغط وضخ الكلور ، تستخدم المصانع مضخات يلعب فيها حمض الكبريتيك دور سائل عامل وفي نفس الوقت مادة تشحيم.
الاسم المستعار فريدريش فولر
التحقيق في تفاعل المواد العضوية مع الكلور ، الكيميائي الفرنسي في القرن التاسع عشر. قام جان دوماس باكتشاف مذهل: الكلور قادر على استبدال الهيدروجين في جزيئات المركبات العضوية. على سبيل المثال ، أثناء معالجة حمض الأسيتيك بالكلور ، يتم استبدال الهيدروجين الأول من مجموعة الميثيل بالكلور ، ثم آخر ، والثالث ... ولكن الشيء الأكثر لفتًا للنظر هو أن الخواص الكيميائية لأحماض الكلورو أسيتيك تختلف قليلاً عن حمض الأسيتيك نفسه. كانت فئة التفاعلات التي اكتشفها دوما غير قابلة للتفسير تمامًا من خلال الفرضية الكهروكيميائية السائدة في ذلك الوقت ونظرية جذور برزيليوس (على حد تعبير الكيميائي الفرنسي لوران ، كان اكتشاف حمض الكلورو أسيتيك مثل النيزك الذي دمر المدرسة القديمة بأكملها). جادل برزيليوس وطلابه وأتباعه بشدة في صحة عمل دوما. ظهرت رسالة ساخرة من الكيميائي الألماني الشهير فريدريش فولر تحت الاسم المستعار S.C.H. في المجلة الألمانية Annalen der Chemie und Pharmacie. Windier (في الألمانية "شويندلر" تعني "كاذب" ، "مخادع"). وذكرت أن المؤلف كان قادرًا على استبدال الألياف (C 6 H 10 O 5) وجميع ذرات الكربون. الهيدروجين والأكسجين إلى الكلور ، وخصائص الألياف لم تتغير. وماذا الآن في لندن يصنعون مشدات دافئة من الصوف القطني الذي يتكون من الكلور النقي.
الكلور والماء
الكلور قابل للذوبان في الماء بشكل واضح. عند 20 درجة مئوية ، يذوب 2.3 حجم من الكلور في حجم واحد من الماء. المحاليل المائية للكلور (ماء الكلور) صفراء. لكن بمرور الوقت ، خاصةً عند تخزينها في الضوء ، يتغير لونها تدريجياً. يفسر ذلك حقيقة أن الكلور المذاب يتفاعل جزئيًا مع الماء ، وتتشكل أحماض الهيدروكلوريك وهيبوكلوروس: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. هذا الأخير غير مستقر ويتحلل تدريجيًا إلى حمض الهيدروكلوريك والأكسجين. لذلك ، يتحول محلول الكلور في الماء تدريجياً إلى محلول حمض الهيدروكلوريك.
ولكن في درجات الحرارة المنخفضة ، يشكل الكلور والماء هيدرات بلورية بتركيبة غير معتادة - Cl 2 5 3/4 H 2 O. يمكن الحصول على هذه البلورات ذات اللون الأصفر المخضر (المستقرة فقط عند درجات حرارة أقل من 10 درجات مئوية) عن طريق تمرير الكلور عبر الجليد ماء. يتم تفسير الصيغة غير العادية من خلال بنية الهيدرات البلورية ، ويتم تحديدها بشكل أساسي من خلال بنية الجليد. في الشبكة البلورية للجليد ، يمكن ترتيب جزيئات H 2 O بطريقة تظهر فراغات متباعدة بينها بانتظام. تحتوي الخلية المكعبة الأولية على 46 جزيء ماء ، بينها ثمانية فراغات مجهرية. في هذه الفراغات ، تترسب جزيئات الكلور. لذلك يجب كتابة الصيغة الدقيقة لهيدرات الكلور على النحو التالي: 8Cl 2 46H 2 O.
التسمم بالكلور
يؤدي وجود حوالي 0.0001٪ كلور في الهواء إلى تهيج الأغشية المخاطية. يمكن أن يؤدي التعرض المستمر لمثل هذا الغلاف الجوي إلى الإصابة بأمراض الشعب الهوائية ، ويضعف الشهية بشكل حاد ، ويعطي لونًا أخضر للجلد. إذا كان محتوى الكلور في الهواء 0.1 درجة / س ، فيمكن أن يحدث تسمم حاد ، وأول علاماته نوبات سعال حاد. في حالة التسمم بالكلور ، فإن الراحة المطلقة ضرورية ؛ من المفيد استنشاق الأكسجين أو الأمونيا (استنشاق الأمونيا) أو أبخرة الكحول مع الأثير. وفقًا للمعايير الصحية الحالية ، يجب ألا يتجاوز محتوى الكلور في هواء المباني الصناعية 0.001 مجم / لتر ، أي 0.00003٪.
ليس فقط السم
"الكل يعلم أن الذئاب جشعة". هذا الكلور سام أيضًا. ومع ذلك ، في الجرعات الصغيرة ، يمكن أن يكون الكلور السام أحيانًا بمثابة ترياق. لذلك ، يتم إعطاء ضحايا كبريتيد الهيدروجين شم التبييض غير المستقر. من خلال التفاعل ، يتم تحييد السمين بشكل متبادل.
تحليل الكلور
لتحديد محتوى الكلور ، يتم تمرير عينة من الهواء عبر ماصات بمحلول محمض من يوديد البوتاسيوم. (يزيح الكلور اليود ، ويمكن بسهولة تحديد كمية هذا الأخير عن طريق المعايرة بمحلول Na 2 S 2 O 3). لتحديد الكميات الدقيقة من الكلور في الهواء ، غالبًا ما تستخدم طريقة قياس الألوان ، بناءً على تغيير حاد في لون بعض المركبات (بنزيدين ، أورثوتوليدين ، برتقال الميثيل) أثناء أكسدة الكلور. على سبيل المثال ، يتحول محلول بنزيدين المحمض عديم اللون إلى اللون الأصفر ، ويتحول المحلول المحايد إلى اللون الأزرق. كثافة اللون تتناسب مع كمية الكلور.
الكلور(من اليونانية. χλωρός - "أخضر") - عنصر كيميائي من المجموعة السابعة من النظام الدوري لمندليف ، العدد الذري 17 ، الكتلة الذرية 35.453. يشار إليه بالرمز Cl (لات. كلوروم). رد الفعل اللافلزية. المدرجة في مجموعة الهالوجينات. مادة الكلور البسيطة في الظروف العادية هي غاز سام أخضر مائل للصفرة أثقل من الهواء وله رائحة نفاذة. جزيء الكلور ثنائي الذرة (الصيغة Cl 2).
تم الحصول على الارتباط بالهيدروجين - كلوريد الهيدروجين الغازي - لأول مرة بواسطة جوزيف بريستلي في عام 1772. تم الحصول على الكلور لأول مرة في عام 1774 بواسطة الكيميائي السويدي كارل فيلهلم شيل من خلال تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع البيرولوزيت MnO 2. وأشار شيل إلى أن رائحة الكلور تشبه رائحة أكوا ريجيا وقدرته على التفاعل مع الذهب والزنجبار ، فضلاً عن خصائصه المبيضة. ومع ذلك ، ظلت محاولات عزل الكلور غير ناجحة حتى عمل الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي ، الذي تمكن في عام 1810 من تحلل ملح الطعام إلى صوديوم وكلور عن طريق التحليل الكهربائي ، مما يثبت الطبيعة الأولية لهذا الأخير ويطلق عليه الكلور (من الكلمة اليونانية chloros - الأخضر الأصفر). في عام 1813 م. اقترح جاي لوساك اسم الكلور لهذا العنصر.
مثل الفلور ، جاء الجزء الأكبر من الكلور إلى سطح الأرض من الأحشاء الساخنة للأرض. حتى في الوقت الحاضر ، يتم إطلاق ملايين الأطنان من كل من HCl و HF سنويًا مع الغازات البركانية. والأكثر أهمية كان مثل هذا الفصل في العهود الماضية.
يتوافق الشكل الأساسي للكلور الموجود على سطح الأرض مع التشتت الشديد له. نتيجة لعمل المياه ، التي دمرت الصخور على مدى ملايين السنين وجرفت منها جميع المكونات القابلة للذوبان ، تراكمت مركبات الكلور في البحار. أدى تجفيف الأخير إلى تكوين رواسب قوية من كلوريد الصوديوم في العديد من الأماكن في العالم ، والتي تعمل كمواد وسيطة لإنتاج مركبات الكلور.
يحدث الكلور في الطبيعة فقط في شكل مركبات. يبلغ متوسط محتوى الكلور في القشرة الأرضية 1.7 × 10 -2٪ بالوزن ، في الصخور البركانية الحمضية - الجرانيت 2.4 × 10-2 ، في القاعدة وفوق القاعدة 5 × 10 -3. تلعب الهجرة المائية دورًا رئيسيًا في تاريخ الكلور في قشرة الأرض. في شكل Cl- أيون ، يوجد في المحيط العالمي (1.93٪) ، المحاليل الملحية الجوفية وبحيرات الملح.
عدد المعادن الخاصة بها (بشكل رئيسي الكلوريدات الطبيعية) هو 97 ، أهمها NaCl Halite ، المعروف باسم ملح الطعام. توجد أيضًا رواسب كبيرة من كلوريدات البوتاسيوم والمغنيسيوم والكلوريدات المختلطة: سيلفين بوكل ، سيلفينيت (نا ، ك) كلوريد ، كارناليت كلوريد البوتاسيوم × MgCl 2 × 6H 2 O ، كينيت KCl × MgSO 4 × ZH 2 O ، bischofite MgCl 2 × 6H 2 O في تاريخ الأرض ، كان لإمداد HCl الموجود في الغازات البركانية إلى الأجزاء العليا من قشرة الأرض أهمية كبيرة. في الطبيعة ، هناك نوعان من نظائر الكلور 35 Cl و 37 Cl.
في الظروف العادية ، الكلور غاز أصفر مخضر ذو رائحة خانقة. يحتوي الكلور على t bp - 34.05 درجة مئوية ، ذوبان t - 101 درجة مئوية. كثافة الكلور الغازي في الظروف العادية هي 3.214 جم / لتر ؛ بخار مشبع عند 0 درجة مئوية 12.21 جم / لتر ؛ الكلور السائل عند نقطة غليان 1.557 جم / سم 3 ؛ الكلور الصلب عند -102 درجة مئوية 1.9 جم / سم 3. ضغط البخار المشبع للكلور عند 0 درجة مئوية 0.369 ؛ عند 25 درجة مئوية 0.772 ؛ عند 100 درجة مئوية 3.814 MN / م 2 أو 3.69 ، على التوالي ؛ 7.72 ؛ 38.14 كجم / سم 2. حرارة الانصهار 90.3 كيلو جول / كجم (21.5 كالوري / جم) ؛ حرارة التبخير 288 كيلو جول / كجم (68.8 كالوري / جم) ؛ السعة الحرارية للغاز عند ضغط ثابت 0.48 kJ / (kg × K). يذوب الكلور جيدًا في TiCl4 و SiCl 4 و SnCl 4 وبعض المذيبات العضوية (خاصة الهكسان ورابع كلوريد الكربون). جزيء الكلور ثنائي الذرة (Cl 2). درجة التفكك الحراري لـ Cl 2 +243 kJ → 2Cl عند 1000 K هي 2.07 × 10 -4٪ ، عند 2500 K - 0.909٪.
التكوين الإلكتروني الخارجي للذرة Cl3s2 هو 3p5. وفقًا لهذا ، يُظهر الكلور في المركبات حالات الأكسدة -1 ، +1 ، +3 ، +4 ، +5 ، +6 و +7. نصف القطر التساهمي للذرة هو 0.99A ، ونصف القطر الأيوني لـ Cl هو 1.82A ، وتقارب الإلكترون لذرة الكلور هو 3.65 فولت ، وطاقة التأين هي 12.97 فولت.
كيميائياالكلور نشط للغاية ، يتحد بشكل مباشر مع جميع المعادن تقريبًا (مع بعضها فقط في وجود الرطوبة أو عند تسخينه) ومع غير المعادن (باستثناء الكربون والنيتروجين والأكسجين والغازات الخاملة) ، وتشكيل الكلوريدات المقابلة ، يتفاعل مع العديد من المركبات ، يستبدل الهيدروجين في الهيدروكربونات المشبعة وينضم إلى المركبات غير المشبعة. يزيح الكلور البروم واليود من مركباتهما بالهيدروجين والمعادن ؛ من مركبات الكلور مع هذه العناصر ، يتم إزاحتها بالفلور. تتفاعل المعادن القلوية في وجود آثار رطوبة مع الكلور مع الاشتعال ، وتتفاعل معظم المعادن مع الكلور الجاف فقط عند تسخينها. الصلب وكذلك بعض المعادن مقاومة للكلور الجاف في درجات الحرارة المنخفضة ، لذلك يتم استخدامها لتصنيع المعدات وتخزين الكلور الجاف. يشتعل الفوسفور في جو من الكلور ، مكونًا PCl3 ، ومع مزيد من الكلورة - PCl 5 ؛ يعطي الكبريت بالكلور ، عند تسخينه ، S 2 Cl 2 و SCl 2 و S n Cl m. يتفاعل الزرنيخ والأنتيمون والبزموت والسترونشيوم والتيلوريوم بقوة مع الكلور. خليط من الكلور والهيدروجين يحترق بلهب عديم اللون أو أصفر مخضر ليشكل كلوريد الهيدروجين (هذا تفاعل متسلسل). أقصى درجة حرارة لهب الهيدروجين الكلور هي 2200 درجة مئوية. مخاليط الكلور مع الهيدروجين المحتوية على 5.8 إلى 88.3٪ H 2 قابلة للانفجار.
مع الأكسجين ، يتكون الكلور من أكاسيد: Cl 2 O ، ClO 2 ، Cl 2 O 6 ، Cl 2 O 7 ، Cl 2 O 8 ، وكذلك هيبوكلوريت (أملاح حمض هيبوكلوروس) ، كلوريت ، كلورات وبيركلورات. تشكل جميع مركبات الأكسجين الموجودة في الكلور خلائط متفجرة مع مواد تتأكسد بسهولة. أكاسيد الكلور غير مستقرة ويمكن أن تنفجر تلقائيًا ، وتتحلل الهيبوكلوريت ببطء أثناء التخزين ، ويمكن أن تنفجر الكلورات والبيركلورات تحت تأثير البادئات.
يتحلل الكلور في الماء ، مكونًا أحماض هيبوكلوروس وهيدروكلوريك: Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl. عند معالجة المحاليل المائية للقلويات بالكلور في البرد ، تتشكل الهيبوكلوريت والكلوريدات: 2NaOH + Cl 2 \ u003d NaClO + NaCl + H 2 O ، وعند تسخينها - كلورات. يتم الحصول على الكلور عن طريق معالجة هيدروكسيد الكالسيوم الجاف بالكلور. عندما تتفاعل الأمونيا مع الكلور ، يتكون ثلاثي كلوريد النيتروجين. عند معالجة المركبات العضوية بالكلور ، يحل الكلور محل الهيدروجين: R-H + Cl 2 \ u003d RCl + HCl ، أو ينضم من خلال روابط متعددة:
> ج = ج< + Сl 2 → СlС-ССl
تشكيل مركبات عضوية مختلفة تحتوي على الكلور.
يشكل الكلور مركبات الهالوجين مع الهالوجينات الأخرى. الفلوريدات СlF ، СlF 3 ، СlF 5 شديدة التفاعل ؛ على سبيل المثال ، في جو ClF 3 ، يشتعل الصوف الزجاجي تلقائيًا. مركبات الكلور المعروفة بالأكسجين إلى الفلور هي أوكسي فلوريد الكلور: СlО 3 F و СlО 2 F 3 و СlOF و СlОF 3 وفلور بيركلورات FСlO 4.
بدأ إنتاج الكلور صناعيًا في عام 1785 عن طريق تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع ثاني أكسيد المنغنيز أو البيرولوزيت. في عام 1867 ، طور الكيميائي الإنجليزي G. Deacon طريقة لإنتاج الكلور عن طريق أكسدة حمض الهيدروكلوريك مع الأكسجين الجوي في وجود محفز. منذ أواخر القرن التاسع عشر وأوائل القرن العشرين ، تم إنتاج الكلور عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لكلوريدات الفلزات القلوية. بهذه الطرق ، في السبعينيات من القرن العشرين ، تم إنتاج 90-95٪ من الكلور في العالم. يتم إنتاج كميات صغيرة من الكلور بشكل عرضي في إنتاج المغنيسيوم والكالسيوم والصوديوم والليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي للكلوريدات المنصهرة. في عام 1975 ، بلغ الإنتاج العالمي من الكلور حوالي 23 مليون طن.
يتم استخدام طريقتين رئيسيتين للتحليل الكهربائي للمحاليل المائية كلوريد الصوديوم: 1) في المحلل الكهربائي مع كاثود صلب وغشاء مرشح مسامي ؛ 2) في المحلل الكهربائي مع كاثود الزئبق. وفقًا لكلتا الطريقتين ، يتم إطلاق غاز الكلور على أنود الجرافيت أو أكسيد التيتانيوم والروثينيوم. وفقًا للطريقة الأولى ، يتم إطلاق الهيدروجين عند الكاثود ويتم تكوين محلول NaOH و NaCl ، والذي يتم عزل الصودا الكاوية التجارية من خلال المعالجة اللاحقة. وفقًا للطريقة الثانية ، يتشكل ملغم الصوديوم على الكاثود ، عندما يتحلل بالماء النقي في جهاز منفصل ، يتم الحصول على محلول هيدروكسيد الصوديوم والهيدروجين والزئبق النقي ، والذي يدخل مرة أخرى في الإنتاج. تعطي كلتا الطريقتين 1.125 طنًا من هيدروكسيد الصوديوم لكل 1 طن من الكلور.
يتطلب التحليل الكهربائي للغشاء استثمارات رأسمالية أقل لتنظيم إنتاج الكلور ، وينتج هيدروكسيد الصوديوم بتكلفة أقل. تتيح طريقة الكاثود الزئبقي الحصول على هيدروكسيد الصوديوم النقي جدًا ، لكن فقدان الزئبق يؤدي إلى تلوث البيئة. في عام 1970 ، شكلت طريقة الكاثود الزئبقي 62.2٪ من إنتاج الكلور في العالم ، وطريقة الكاثود الصلبة 33.6٪ ، وطرق أخرى 4.3٪. بعد عام 1970 ، بدأ استخدام التحليل الكهربائي للكاثود الصلب مع غشاء التبادل الأيوني ، مما جعل من الممكن الحصول على هيدروكسيد الصوديوم النقي دون استخدام الزئبق.
للحصول على الكلور بكميات صغيرة في المختبرات ، عادة ما تستخدم التفاعلات القائمة على أكسدة كلوريد الهيدروجين بعوامل مؤكسدة قوية ، وعادة ما يتم استخدام ثاني أكسيد المنغنيز أو برمنجنات البوتاسيوم:
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O
تعتبر صناعة الكلور من أهم فروع الصناعة الكيميائية. تتم معالجة الكميات الرئيسية من الكلور في مكان إنتاجه إلى مركبات تحتوي على الكلور. يتم تخزين الكلور ونقله في صورة سائلة في اسطوانات أو براميل أو صهاريج للسكك الحديدية أو في سفن مجهزة بشكل خاص.
المستهلكون الرئيسيون للكلور هم التكنولوجيا العضوية (الحصول على المركبات العضوية المحتوية على الكلور) وصناعة اللب والورق (التبييض). يتم استهلاك كمية أقل من الكلور بشكل ملحوظ في إنتاج المركبات غير العضوية والاحتياجات الصحية وكلورة المياه وغيرها من المجالات. يستخدم الكلور أيضًا في كلورة خامات معينة من أجل استخراج التيتانيوم والنيوبيوم والزركونيوم وغيرها. يعد الاستخدام المقترح حديثًا للكلور لمعالجة المعادن أمرًا مثيرًا للاهتمام: ففي ظل تأثيره مع سطح مسخن بدرجة كافية (الأشعة تحت الحمراء) ، تتم إزالة كل الخشونة في شكل كلوريدات متطايرة. طريقة الطحن الكيميائي هذه قابلة للتطبيق بشكل خاص على المنتجات ذات المظهر الجانبي المعقد. وقد تبين أيضًا أن نفاث الكلور يقطع بسهولة صفائح مسخنة بدرجة كافية من السبائك المقاومة للحرارة.
تم استخدام الكلور كمادة كيميائية في الجيش ، وكذلك لإنتاج عوامل الحرب الكيميائية الأخرى: غاز الخردل والفوسجين.
الكلور هو أحد العناصر الحيوية ، وهو مكون ثابت للأنسجة النباتية والحيوانية. محتوى الكلور في النباتات (الكثير من الكلور في النباتات الملحية) - من الألف بالمائة إلى النسبة المئوية الكاملة ، في الحيوانات - أعشار ومئات بالمائة. يتم تغطية الحاجة اليومية لهذا العنصر الكيميائي لجسم الإنسان عن طريق الطعام. عادة ما يأتي الكلور بكميات زائدة مع الطعام على شكل كلوريد الصوديوم وكلوريد البوتاسيوم. الخبز واللحوم ومنتجات الألبان غنية بالكلور بشكل خاص. في الحيوانات ، الكلور هو المادة الفعالة تناضحيًا في بلازما الدم والليمفاوية والسائل النخاعي وبعض الأنسجة. يلعب دورًا في استقلاب الماء والملح ، مما يساهم في احتباس الماء عن طريق الأنسجة. يتم تنظيم التوازن الحمضي القاعدي في الأنسجة جنبًا إلى جنب مع العمليات الأخرى عن طريق تغيير توزيع الكلور بين الدم والأنسجة الأخرى ، ويشارك الكلور في استقلاب الطاقة في النباتات ، مما يؤدي إلى تنشيط الفسفرة المؤكسدة والفسفرة الضوئية. للكلور تأثير إيجابي على امتصاص الجذور للأكسجين. الكلور ضروري لإنتاج الأكسجين أثناء عملية التمثيل الضوئي بواسطة البلاستيدات الخضراء المعزولة. لا تحتوي معظم الوسائط المغذية للزراعة الاصطناعية للنباتات على الكلور. من الممكن أن تكون التركيزات المنخفضة جدًا من الكلور كافية لتطوير النبات.
التسمم بالكلور ممكن في الصناعات الكيميائية ولب الورق والمنسوجات والصناعات الدوائية. الكلور يهيج الأغشية المخاطية للعينين والجهاز التنفسي. العدوى الثانوية عادة ما تنضم إلى التغيرات الالتهابية الأولية. يتطور التسمم الحاد على الفور تقريبًا. عند استنشاق تركيزات متوسطة ومنخفضة من الكلور ، وضيق وألم في الصدر ، وسعال جاف ، وسرعة في التنفس ، وألم في العين ، وتمزق ، وزيادة مستويات الكريات البيض في الدم ، ودرجة حرارة الجسم ، وما إلى ذلك. التهاب الشعب الهوائية ، وذمة رئوية سامة ، والاكتئاب ، التشنجات ممكنة. في الحالات الخفيفة ، يحدث الشفاء في 3-7 أيام. كعواقب طويلة الأجل ، لوحظ نزلات في الجهاز التنفسي العلوي والتهاب الدبابيس المتكرر والتهاب الرئة ؛ التنشيط المحتمل لمرض السل الرئوي. مع الاستنشاق المطول لتركيزات صغيرة من الكلور ، لوحظت أشكال متشابهة من المرض ولكنها تتطور ببطء. الوقاية من التسمم: ختم مرافق الإنتاج ، المعدات ، التهوية الفعالة ، إذا لزم الأمر ، استخدام قناع الغاز. الحد الأقصى المسموح به لتركيز الكلور في هواء الإنتاج هو 1 مجم / م 3. يشير إنتاج الكلور والتبييض والمركبات الأخرى المحتوية على الكلور إلى الصناعات ذات ظروف العمل الضارة.
الخصائص الفيزيائية.في الظروف العادية ، الكلور غاز أصفر مخضر ذو رائحة نفاذة وهو سام. إنه أثقل 2.5 مرة من الهواء. في 1 حجم الماء عند 20 درجة. يذوب C حوالي 2 مجلدات من الكلور. هذا المحلول يسمى ماء الكلور.
تحت الضغط الجوي ، الكلور عند -34 درجة. ينتقل C إلى الحالة السائلة ، وعند درجة حرارة -101 درجة. C يصلب. في درجة حرارة الغرفة ، ينتقل إلى الحالة السائلة فقط عند ضغط 600 كيلو باسكال (6 ضغط جوي). الكلور قابل للذوبان بدرجة عالية في العديد من المذيبات العضوية ، خاصة في رابع كلوريد الكربون ، الذي لا يتفاعل معه.
الخواص الكيميائية.يوجد 7 إلكترونات (s 2 p 5) على المستوى الإلكتروني الخارجي لذرة الكلور ، لذلك فهي تربط بسهولة إلكترونًا ، مكونة Cl - anion. نظرًا لوجود مستوى d غير مملوء ، يمكن أن تظهر إلكترونات غير متزاوجة 1 و 3 و 5 و 7 في ذرة الكلور ، وبالتالي ، في المركبات المحتوية على الأكسجين ، يمكن أن يكون لها حالة أكسدة +1 ، +3 ، +5 و +7.
في حالة عدم وجود الرطوبة ، يكون الكلور خاملًا إلى حد ما ، ولكن في ظل وجود آثار رطوبة ، يزيد نشاطه بشكل كبير. يتفاعل بشكل جيد مع المعادن:
2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 (كلوريد الحديد (III)) ؛
Cu + Cl 2 = CuCl 2 (كلوريد النحاس (II))
والعديد من اللافلزات:
H 2 + Cl 2 = 2 HCl (كلوريد الهيدروجين) ؛
2 S + Cl 2 = S 2 Cl 2 (كلوريد الكبريت (1)) ؛
Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 (كلوريد السيليكون. (IV)) ؛
2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 (كلوريد الفوسفور (V)).
لا يتفاعل الكلور بشكل مباشر مع الأكسجين والكربون والنيتروجين.
عندما يذوب الكلور في الماء ، يتكون حمضان: هيدروكلوريك ، أو هيدروكلوريك ، وهيبوكلوروس:
Cl 2 + H 2 O \ u003d HCl + HClO.
عندما يتفاعل الكلور مع المحاليل القلوية الباردة ، تتشكل الأملاح المقابلة لهذه الأحماض:
Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O.
تسمى المحاليل الناتجة مياه الرمح ، والتي ، مثل ماء الكلور ، لها خصائص مؤكسدة قوية بسبب وجود أيون ClO - وتستخدم لتبييض الأقمشة والورق. مع المحاليل الساخنة للقلويات ، يشكل الكلور الأملاح المقابلة لأحماض الهيدروكلوريك والكلوريك:
3 Cl 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O ؛
3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O.
تسمى كلورات البوتاسيوم الناتجة بملح برتوليت.
عند تسخينه ، يتفاعل الكلور بسهولة مع العديد من المواد العضوية. في الهيدروكربونات المشبعة والعطرية ، يحل محل الهيدروجين ، مكونًا مركب كلور عضوي وكلوريد الهيدروجين ، ويضيف إلى الهيدروكربونات غير المشبعة في موقع رابطة مزدوجة أو ثلاثية.
في درجات حرارة عالية جدًا ، يزيل الكلور الهيدروجين تمامًا من الكربون. ينتج عن ذلك كلوريد الهيدروجين والسخام. لذلك ، فإن كلورة الهيدروكربونات في درجات الحرارة العالية تكون مصحوبة دائمًا بتكوين السخام.
الكلور عامل مؤكسد قوي ، لذلك يتفاعل بسهولة مع المواد المعقدة ، والتي تشمل العناصر التي يمكن أن تتأكسد إلى حالة تكافؤ أعلى:
2 FeCl 2 + Cl 2 \ u003d 2 FeCl 3 ؛
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \ u003d H 2 SO 4 + 2 HCl.
15.1. الخصائص العامة للهالوجينات والكالكوجينات
الهالوجينات ("ولادة الأملاح") هي عناصر من المجموعة VIIA. وتشمل الفلور والكلور والبروم واليود. تشمل هذه المجموعة أيضًا الأستاتين غير المستقر ، وبالتالي لا يحدث بشكل طبيعي. في بعض الأحيان يتم تضمين الهيدروجين أيضًا في هذه المجموعة.
الكالكوجينات ("المنتجة للنحاس") هي عناصر من مجموعة فيا. وتشمل هذه الأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والبولونيوم غير الطبيعي تقريبًا.
من ثماني ذرات طبيعية عناصرمن هاتين المجموعتين ، ذرات الأكسجين الأكثر شيوعًا ( ث= 49.5٪) ، تليها ذرات الكلور بكثرة ( ث= 0.19٪) ثم - الكبريت ( ث= 0.048٪) ثم الفلور ( ث= 0.028٪). ذرات العناصر الأخرى أصغر بمئات وآلاف المرات. لقد درست الأكسجين بالفعل في الصف الثامن (الفصل 10) ، من العناصر الأخرى ، الكلور والكبريت هما الأهم - ستتعرف عليهم في هذا الفصل.
إن أنصاف الأقطار المدارية لذرات الهالوجينات والكالكوجينات صغيرة وفقط للذرات الرابعة من كل مجموعة تقترب من أنجستروم واحد. هذا يؤدي إلى حقيقة أن كل هذه العناصر هي عناصر غير فلزية وأن التيلوريوم واليود فقط هما اللذان يظهران بعض علامات التذبذب.
الصيغة الإلكترونية العامة للتكافؤ للهالوجينات هي نانوثانية 2 np 5 ، والطباشير - نانوثانية 2 np 4. صغر حجم الذرات لا يسمح لها بالتبرع بالإلكترونات ؛ على العكس من ذلك ، تميل ذرات هذه العناصر إلى قبولها ، وتشكل أنيونات مشحونة منفردة (للهالوجينات) ومضاعفة الشحنة (للكالكوجينات). بالاتصال مع ذرات صغيرة ، تشكل ذرات هذه العناصر روابط تساهمية. تمكن سبعة إلكترونات تكافؤ ذرات الهالوجين (باستثناء الفلور) من تكوين ما يصل إلى سبعة روابط تساهمية ، وستة إلكترونات تكافؤ من ذرات الكالكوجين - حتى ستة روابط تساهمية.
في مركبات الفلور ، العنصر الأكثر كهرسلبية ، تكون حالة أكسدة واحدة فقط ممكنة ، وهي -I. الأكسجين ، كما تعلم ، له حالة أكسدة قصوى تبلغ + II. بالنسبة لذرات العناصر الأخرى ، فإن أعلى حالة أكسدة تساوي رقم المجموعة.
المواد البسيطة لعناصر المجموعة VIIA هي من نفس النوع في الهيكل. وهي مكونة من جزيئات ثنائية الذرة. في الظروف العادية ، يعتبر الفلور والكلور غازات ، والبروم سائل ، واليود مادة صلبة. تعتبر هذه المواد عوامل مؤكسدة قوية وفقًا لخصائصها الكيميائية. بسبب النمو في حجم الذرات مع زيادة العدد الذري ، ينخفض نشاطها المؤكسد.
من بين المواد البسيطة لعناصر المجموعة VIA ، في ظل الظروف العادية ، يكون الأكسجين والأوزون فقط ، المكونان من جزيئات ثنائية الذرة وثلاثية الذرات ، غازية ، على التوالي ؛ الباقي صلبة. يتكون الكبريت من ثمانية جزيئات دورية ذرية S 8 ، السيلينيوم والتيلوريوم من جزيئات البوليمر Se نوتي ن. من حيث نشاطها المؤكسد ، فإن الكالكوجينات أقل شأنا من الهالوجينات: الأكسجين فقط هو عامل مؤكسد قوي لها ، في حين أن البقية تظهر خصائص مؤكسدة بدرجة أقل بكثير.
تعبير مركبات الهيدروجينتتوافق الهالوجينات (NE) تمامًا مع القاعدة العامة ، ويمكن للكالكوجينات ، بالإضافة إلى مركبات الهيدروجين المعتادة لتكوين H 2 E ، أن تشكل أيضًا مركبات هيدروجين أكثر تعقيدًا من تركيبة H 2 E نهيكل السلسلة. في المحاليل المائية ، يُظهر كل من هاليدات الهيدروجين وكالكوجينات الهيدروجين الأخرى خواصًا حمضية. جزيئاتهم جزيئات حمضية. من بين هذه الأحماض ، HCl و HBr و HI فقط هي أحماض قوية.
لتكوين الهالوجينات أكاسيدغير معهود ، معظمها غير مستقر ، ومع ذلك ، فإن الأكاسيد الأعلى من التركيبة E 2 O 7 معروفة لجميع الهالوجينات (باستثناء الفلور ، الذي لا تكون مركبات الأكسجين الخاصة به أكاسيدًا). جميع أكاسيد الهالوجين عبارة عن مواد جزيئية ، وهي كيميائيًا أكاسيد حمضية.
وفقًا لقدرات التكافؤ ، تشكل الكالكوجين سلسلتين من الأكاسيد: EO 2 و EO 3. كل هذه الأكاسيد حمضية.
هيدروكسيدات الهالوجينات والكالكوجينات هي أحماض أوكسو.
قم بعمل صيغ إلكترونية مختصرة ومخططات للطاقة لذرات عناصر مجموعات VIA و VIIA. أشر إلى الإلكترونات الخارجية وإلكترونات التكافؤ.
الكلور هو الأكثر شيوعًا وبالتالي أهم الهالوجينات.
يوجد الكلور في قشرة الأرض في تركيبة المعادن: هالايت (ملح صخري) كلوريد الصوديوم ، سيلفين بوكل ، كارناليت KCl MgCl 2 6H 2 O وغيرها الكثير. طريقة الإنتاج الصناعي الرئيسية هي التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم أو البوتاسيوم.
مادة الكلور البسيطة عبارة عن غاز مخضر ذو رائحة نفاذة وخانقة. عند درجة حرارة -101 درجة مئوية ، يتكثف في سائل أصفر مخضر. الكلور سام للغاية ، خلال الحرب العالمية الأولى حاولوا استخدامه كعامل حرب كيميائية.
الكلور هو أحد أقوى العوامل المؤكسدة. يتفاعل مع معظم المواد البسيطة (باستثناء: الغازات النبيلة والأكسجين والنيتروجين والجرافيت والماس وبعض المواد الأخرى). نتيجة لذلك ، تتشكل الهاليدات:
Cl 2 + H 2 \ u003d 2HCl (عند تسخينها أو في الضوء) ؛
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (عند الاحتراق في الكلور الزائد) ؛
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (في درجة حرارة الغرفة) ؛
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (في درجة حرارة الغرفة) ؛
3Cl 2 + 2Fe \ u003d 2FeCl 3 (عند تسخينها).
بالإضافة إلى ذلك ، يمكن للكلور أيضًا أكسدة العديد من المواد المعقدة ، على سبيل المثال:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (في الطور الغازي وفي المحلول) ؛
Cl 2 + 2HI \ u003d I 2 + 2HCl (في طور الغاز وفي المحلول) ؛
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (في محلول) ؛
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (في محلول) ؛
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (في محلول مركز) ؛
Cl 2 + CO \ u003d CCl 2 O (في مرحلة الغاز) ؛
Cl 2 + C 2 H 4 \ u003d C 2 H 4 Cl 2 (في مرحلة الغاز).
في الماء ، يذوب الكلور جزئيًا (جسديًا) ويتفاعل معه بشكل عكسي جزئيًا (انظر الفقرة 11.4 ج). مع محلول بارد من هيدروكسيد البوتاسيوم (وأي قلوي آخر) ، يستمر تفاعل مماثل بشكل لا رجعة فيه:
Cl 2 + 2OH \ u003d Cl + ClO + H 2 O.
نتيجة لذلك ، يتم تكوين محلول من الكلوريد وهيبوكلوريت البوتاسيوم. في حالة التفاعل مع هيدروكسيد الكالسيوم ، يتم تكوين خليط من CaCl 2 و Ca (ClO) 2 ، يسمى التبييض.
مع المحاليل الساخنة المركزة للقلويات ، يستمر التفاعل بشكل مختلف:
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.
في حالة التفاعل مع KOH ، يتم الحصول على كلورات البوتاسيوم ، التي تسمى ملح Berthollet ، بهذه الطريقة.
كلوريد الهيدروجين هو الوحيد رابطة الهيدروجينالكلور. هذا الغاز عديم اللون ذو الرائحة الخانقة شديد الذوبان في الماء (يتفاعل معه بشكل كامل ، مكونًا أيونات الأكسونيوم وأيونات الكلوريد (انظر الفقرة 11.4). يسمى محلوله في الماء حمض الهيدروكلوريك أو حمض الهيدروكلوريك. وهذا أحد أهم المنتجات من التكنولوجيا الكيميائية ، حيث يتم استهلاك حمض الهيدروكلوريك في العديد من الصناعات ، وله أهمية كبيرة للإنسان ، لا سيما لأنه موجود في عصير المعدة ، مما يساهم في هضم الطعام.
كان يتم إنتاج كلوريد الهيدروجين صناعياً عن طريق حرق الكلور في الهيدروجين. في الوقت الحاضر ، يتم تلبية الحاجة إلى حمض الهيدروكلوريك تمامًا تقريبًا من خلال استخدام كلوريد الهيدروجين ، والذي يتكون كمنتج ثانوي أثناء معالجة مادة عضوية مختلفة بالكلور ، مثل الميثان:
CH 4 + Cl 2 \ u003d CH 3 + HCl
وتنتج المعامل كلوريد الهيدروجين من كلوريد الصوديوم بمعالجته بحمض الكبريتيك المركز:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (في درجة حرارة الغرفة) ؛
2NaCl + 2H 2 SO 4 \ u003d 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (عند تسخينها).
أعلى أكسيدالكلور Cl 2 O 7 - سائل زيتي عديم اللون ، مادة جزيئية ، أكسيد حمض. نتيجة للتفاعل مع الماء ، فإنه يشكل حمض البيركلوريك HClO 4 ، وهو حمض الأكسدة الوحيد للكلور الموجود كمواد فردية ؛ الأحماض المؤكسدة المتبقية من الكلور معروفة فقط في المحاليل المائية. ترد معلومات حول أحماض الكلور هذه في الجدول 35.
الجدول 35
ج / س |
معادلة |
اسم |
الخضوع ل |
اسم |
هيدروكلوريك |
||||
هيبوكلوروس |
هيبوكلوريت |
|||
كلوريد |
||||
الكلور |
||||
البركلورات |
معظم الكلوريدات قابلة للذوبان في الماء. الاستثناءات هي AgCl و PbCl 2 و TlCl و Hg 2 Cl 2. تكوين راسب عديم اللون من كلوريد الفضة عند إضافة محلول من نترات الفضة إلى محلول الاختبار - رد فعل نوعيلأيون الكلوريد:
Ag + Cl = AgCl
يمكن الحصول على الكلور من كلوريد الصوديوم أو البوتاسيوم في المختبر:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
كعامل مؤكسد في إنتاج الكلور بهذه الطريقة ، لا يمكنك استخدام ثاني أكسيد المنغنيز فحسب ، بل أيضًا KMnO 4 ، K 2 Cr 2 O 7 ، KClO 3.
تم العثور على هيبوكلوريت الصوديوم والبوتاسيوم في مواد التبييض المنزلية والصناعية المختلفة. يستخدم المبيض أيضًا كمبيض ويستخدم أيضًا كمطهر.
تستخدم كلورات البوتاسيوم في صناعة أعواد الثقاب والمتفجرات والتركيبات النارية. عند تسخينها تتحلل:
4KClO 3 \ u003d KCl + 3KClO 4 ؛
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (في وجود MnO 2).
تتحلل أيضًا فوق كلورات البوتاسيوم ، ولكن عند درجة حرارة أعلى: KClO 4 \ u003d KCl + 2O 2.
1- قم بتكوين معادلات التفاعل الجزيئي التي ترد لها المعادلات الأيونية في نص الفقرة.
2. اجعل معادلات ردود الفعل الواردة في نص الفقرة وصفيًا.
3. عمل معادلات للتفاعلات التي تميز الخواص الكيميائية لكل من أ) الكلور ، ب) كلوريد الهيدروجين (وحمض الهيدروكلوريك) ، ج) كلوريد البوتاسيوم ، د) كلوريد الباريوم.
الخواص الكيميائية لمركبات الكلور
التعديلات المتآصلة المختلفة مستقرة في ظل ظروف مختلفة جزءكبريت. في ظل ظروف طبيعية مسألة بسيطةالكبريت مادة بلورية صفراء هشة تتكون من ثماني جزيئات ذرية:
هذا هو ما يسمى الكبريت المعيني (أو الكبريت) S 8. (يأتي الاسم من مصطلح بلوري يميز تناظر بلورات هذه المادة). عند تسخينه يذوب (113 درجة مئوية) ويتحول إلى سائل أصفر متحرك يتكون من نفس الجزيئات. مع مزيد من التسخين ، تنكسر الدورات وتتشكل جزيئات بوليمر طويلة جدًا - يغمق الذوبان ويصبح شديد اللزوجة. هذا هو ما يسمى -الكبريت S. ن. يغلي الكبريت (445 درجة مئوية) في شكل جزيئات ثنائية الذرة S 2 ، تشبه في تركيبها جزيئات الأكسجين. لا يمكن وصف بنية هذه الجزيئات ، وكذلك جزيئات الأكسجين ، من حيث نموذج الرابطة التساهمية. بالإضافة إلى ذلك ، هناك تعديلات متآصلة أخرى للكبريت.
في الطبيعة ، توجد رواسب من الكبريت الأصلي ، يتم استخراجها منه. يستخدم معظم الكبريت الذي يتم استخراجه لإنتاج حامض الكبريتيك. يستخدم جزء من الكبريت في الزراعة لوقاية النبات. يستخدم الكبريت المنقى في الطب لعلاج الأمراض الجلدية.
من مركبات الهيدروجينالكبريت ، كبريتيد الهيدروجين (أحادي السلفان) H 2S لهما أهمية قصوى ، وهو غاز سام عديم اللون برائحة البيض الفاسد. قليل الذوبان في الماء. الذوبان المادي. إلى حدٍ ما ، يحدث التحلل الأولي لجزيئات كبريتيد الهيدروجين في محلول مائي ، وبدرجة أقل ، تتشكل أيونات كبريتيد الهيدروجين في هذه الحالة (انظر الملحق 13). ومع ذلك ، فإن محلول كبريتيد الهيدروجين في الماء يسمى حمض كبريتيد الهيدروجين (أو ماء كبريتيد الهيدروجين).
يحترق كبريتيد الهيدروجين في الهواء:
2H 2 S + 3O 2 \ u003d 2H 2 O + SO 2 (مع الأكسجين الزائد).
يتمثل التفاعل النوعي لوجود كبريتيد الهيدروجين في الهواء في تكوين كبريتيد الرصاص الأسود (اسوداد ورق الترشيح المبلل بمحلول من نترات الرصاص:
H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O \ u003d PbS + 2H 3O
يستمر التفاعل في هذا الاتجاه بسبب قابلية ذوبان كبريتيد الرصاص المنخفضة للغاية.
بالإضافة إلى كبريتيد الهيدروجين ، يشكل الكبريت مركبات السلفان الأخرى H 2S ن، على سبيل المثال ، ديسولفان H 2 S 2 ، مشابه في هيكله لبيروكسيد الهيدروجين. وهو أيضًا حمض ضعيف جدًا ؛ ملحها هو بيريت FeS 2.
وفقًا لقدرات التكافؤ لذراته ، يتكون الكبريت من اثنين أكسيد: SO 2 و SO 3. ثاني أكسيد الكبريت (الاسم التافه هو ثاني أكسيد الكبريت) هو غاز عديم اللون له رائحة نفاذة ومسببة للسعال. ثالث أكسيد الكبريت (الاسم القديم هو أنهيدريد الكبريتيك) مادة صلبة غير جزيئية شديدة الرطوبة ، والتي تتحول إلى مادة جزيئية عند تسخينها. كلا الأكاسيد حمضية. عندما تتفاعل مع الماء ، فإنها تشكل أحماض الكبريت وحمض الكبريتيك ، على التوالي. الأحماض.
في المحاليل المخففة ، حمض الكبريتيك هو حمض قوي نموذجي بكل خصائصه المميزة.
حمض الكبريتيك النقي ، بالإضافة إلى محاليله المركزة ، عوامل مؤكسدة قوية جدًا ، والذرات المؤكسدة هنا ليست ذرات هيدروجين ، بل ذرات كبريتية ، تنتقل من حالة الأكسدة + VI إلى حالة الأكسدة + IV. نتيجة لذلك ، عادةً ما ينتج OVR مع حمض الكبريتيك المركز ثاني أكسيد الكبريت ، على سبيل المثال:
النحاس + 2H 2 SO 4 \ u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O ؛
2KBr + 3H 2 SO 4 \ u003d 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.
وهكذا ، حتى المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يمين الهيدروجين (Cu ، Ag ، Hg) تتفاعل مع حامض الكبريتيك المركز. في الوقت نفسه ، لا تتفاعل بعض المعادن النشطة إلى حد ما (Fe ، Cr ، Al ، إلخ) مع حامض الكبريتيك المركز ، ويرجع ذلك إلى حقيقة أن طبقة واقية كثيفة تتشكل على سطح هذه المعادن تحت تأثير حامض الكبريتيك ، يمنع المزيد من الأكسدة. هذه الظاهرة تسمى التخميل.
كونه حمض ثنائي القاعدة ، يشكل حمض الكبريتيك صفين أملاح: متوسط و حامض. يتم عزل الأملاح الحمضية فقط للعناصر القلوية والأمونيوم ، ومن المشكوك فيه وجود أملاح حمضية أخرى.
معظم الكبريتات المتوسطة قابلة للذوبان في الماء ، وبما أن أيون الكبريتات ليس عمليا قاعدة أنيونية ، فإنها لا تخضع للتحلل المائي الأنيوني.
تعتمد الطرق الصناعية الحديثة لإنتاج حامض الكبريتيك على إنتاج ثاني أكسيد الكبريت (المرحلة الأولى) وأكسدته إلى ثالث أكسيد (المرحلة الثانية) وتفاعل ثلاثي أكسيد الكبريت مع الماء (المرحلة الثالثة).
يتم الحصول على ثاني أكسيد الكبريت عن طريق حرق الكبريت أو الكبريتيدات المختلفة في الأكسجين:
S + O 2 \ u003d SO 2 ؛
4FeS 2 + 11O 2 \ u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
دائمًا ما تكون عملية تحميص خامات الكبريتيد في علم المعادن غير الحديدية مصحوبة بتكوين ثاني أكسيد الكبريت الذي يستخدم لإنتاج حامض الكبريتيك.
في ظل الظروف العادية ، لا يمكن أكسدة ثاني أكسيد الكبريت بالأكسجين. تتم عملية الأكسدة عن طريق التسخين في وجود عامل مساعد أو أكسيد الفاناديوم (V) أو البلاتين. على الرغم من رد الفعل
2SO 2 + O 2 2SO 3 + س
قابل للعكس ، يصل العائد إلى 99٪.
إذا تم تمرير خليط الغاز الناتج من ثالث أكسيد الكبريت مع الهواء عبر الماء النقي ، فلن يتم امتصاص معظم ثالث أكسيد الكبريت. لمنع الفقد ، يتم تمرير خليط الغاز من خلال حامض الكبريتيك أو محاليله المركزة. في هذه الحالة يتكون حامض الكبريتيك:
SO 3 + H 2 SO 4 \ u003d H 2 S 2 O 7.
يسمى محلول حامض الكبريتيك في حامض الكبريتيك أوليوم ويتم تمثيله غالبًا كمحلول ثالث أكسيد الكبريت في حامض الكبريتيك.
عن طريق تخفيف الزيت بالماء ، يمكن الحصول على حمض الكبريتيك النقي ومحاليله.
1. تكوين الصيغ الهيكلية
أ) ثاني أكسيد الكبريت ، ب) ثالث أكسيد الكبريت ،
ج) حامض الكبريتيك ، د) حامض ثنائي الكبريتيك.
