15.1. Общая характеристика галогенов и халькогенов
Галогены ("рождающие соли") –
элементы VIIA группы. К ним относятся фтор, хлор,
бром и йод. В эту же группу входит и неустойчивый,
а потому не встречающийся в природе астат. Иногда
к этой группе относят и водород.
Халькогены ("рождающие медь") – элементы VIA
группы. К ним относятся кислород, сера, селен,
теллур и практически не встречающийся в природе
полоний.
Из восьми существующих в природе атомов элементов
этих двух групп наиболее распространены атомы
кислорода (w
= 49,5 %), за ним по
распространенности следуют атомы хлора (w
= 0,19
%), далее – серы (w
= 0,048 %), затем – фтора (w
=
0,028 %). Атомов остальных элементов в сотни и тысячи
раз меньше. Кислород вы уже изучали в восьмом
классе (гл. 10), из остальных элементов наиболее
важными являются хлор и сера – с ними вы и
познакомитесь в этой главе.
Орбитальные радиусы атомов галогенов и
халькогенов невелики и лишь у четвертых атомов
каждой группы приближаются к одному ангстрему.
Это приводит к тому, что все эти элементы,
представляют собой элементы, образующие
неметаллы и только теллур и йод проявляют
некоторые признаки амфотерности.
Общая валентная электронная формула галогенов –
ns
2 np
5 , а халькогенов – ns
2 np
4 .
Маленькие размеры атомов не позволяют им
отдавать электроны, напротив, атомы этих
элементов склонны их принимать, образуя
однозарядные (у галогенов) и двухзарядные (у
халькогенов) анионы. Соединяясь с небольшими
атомами, атомы этих элементов образуют
ковалентные связи. Семь валентных электронов
дают возможность атомам галогенов (кроме фтора)
образовывать до семи ковалентных связей, а шесть
валентных электронов атомов халькогенов – до
шести ковалентных связей.
В соединениях фтора – самого
электроотрицательного элемента – возможна
только одна степень окисления, а именно –I. У
кислорода, как вы знаете, максимальная степень
окисления +II. У атомов остальных элементов высшая
степень окисления равна номеру группы.
Простые вещества элементов VIIA
группы однотипны по строению. Они состоят из
двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и
хлор – газы, бром – жидкость, а йод – твердое
вещество. По химическим свойствам эти вещества
сильные окислители. Из-за роста размеров атомов с
увеличением порядкового номера их окислительная
активность снижается.
Из простых веществ элементов VIA группы при
обычных условиях газообразны только кислород и
озон, состоящие из двухатомных и трехатомных
молекул, соответственно; остальные – твердые
вещества. Сера состоит из восьмиатомных
циклических молекул S 8 , селен и теллур из
полимерных молекул Se n
и Te n
. По
своей окислительной активности халькогены
уступают галогенам: сильным окислителем из них
является только кислород, остальные же проявляют
окислительные свойства в значительно меньшей
степени.
Состав водородных соединений
галогенов (НЭ) полностью отвечает общему правилу,
а халькогены, кроме обычных водородных
соединений состава H 2 Э, могут образовывать
и более сложные водородные соединения состава Н 2 Э n
цепочечного строения. В водных растворах и
галогеноводороды, и остальные
халькогеноводороды проявляют кислотные
свойства. Их молекулы – частицы-кислоты. Из них
сильными кислотами являются только HCl, HBr и HI.
Для галогенов образование оксидов
нехарактерно, большинство из них неустойчиво,
однако высшие оксиды состава Э 2 О 7
известны для всех галогенов (кроме фтора,
кислородные соединения которого не являются
оксидами). Все оксиды галогенов – молекулярные
вещества, по химическим свойствам – кислотные
оксиды.
В соответствии со своими валентными
возможностями халькогены образуют два ряда
оксидов: ЭО 2 и ЭО 3 . Все эти оксиды
кислотные.
Гидроксиды галогенов и халькогенов представляют собой оксокислоты.
Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов VIA и VIIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.
Хлор самый распространенный, а потому
и важнейший из галогенов.
В земной коре хлор встречается в составе
минералов: галита (каменной соли) NaCl, сильвина KCl,
карналлита KCl·MgCl 2 ·6H 2 O и многих других.
Основной промышленный способ получения –
электролиз хлоридов натрия или калия.
Простое вещество хлор – газ
зеленоватого цвета с едким удушающим запахом.
При –101 °С конденсируется в желто-зеленую
жидкость. Хлор весьма ядовит, во время первой
мировой войны его даже пытались использовать в
качестве боевого отравляющего вещества.
Хлор – один из самых сильных окислителей. Он
реагирует с большинством простых веществ
(исключение: благородные газы, кислород, азот,
графит, алмаз и некоторые другие). В результате
образуются галогениды:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (при нагревании или на
свету);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (при сжигании в избытке
хлора);
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (при комнатной температуре);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (при комнатной
температуре);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (при нагревании).
Кроме того хлор может окислять и многие сложные
вещества, например:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (в газовой фазе и в
растворе);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (в газовой фазе и в
растворе);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (в растворе);
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (в растворе);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (в
концентрированном растворе);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (в газовой фазе);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (в
газовой фазе).
В воде хлор частично растворяется (физически), а
частично обратимо реагирует с ней (см. § 11.4 в). С
холодным раствором гидроксида калия (и любой
другой щелочи) аналогичная реакция протекает
необратимо:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.
В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl 2 и Ca(ClO) 2 , называемая хлорной известью.
С горячими концентрированными растворами щелочей реакция протекает иначе:
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.
В случае реакции с KOH так получают
хлорат калия, называемый бертолетовой солью.
Хлороводород – единственное водородное
соединение
хлора. Этот бесцветный газ с
удушающим запахом хорошо растворим в воде
(нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и
хлорид-ионы (см. § 11.4). Его раствор в воде называют
соляной или хлороводородной кислотой. Это один
из важнейших продуктов химической технологии,
так как расходуется соляная кислота во многих
отраслях промышленности. Огромное значение она
имеет и для человека, в частности потому, что
содержится в желудочном соке, способствуя
перевариванию пищи.
Хлороводород раньше получали в промышленности,
сжигая хлор в водороде. В настоящее время
потребность в соляной кислоте почти полностью
удовлетворяется за счет использования
хлороводорода, образующегося в качестве
побочного продукта при хлорировании различных
органических веществ, например, метана:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 + HCl
И лаборатории хлороводород получают
из хлорида натрия, обрабатывая его
концентрированной серной кислотой:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (при комнатной
температуре);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O
(при нагревании).
Высший оксид
хлора Cl 2 O 7 –
бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное
вещество, кислотный оксид. В результате реакции с
водой образует хлорную кислоту HClO 4 ,
единственную оксокислоту хлора, существующую
как индивидуальное вещество; остальные
оксокислоты хлора известны только в водных
растворах. Сведения об этих кислотах хлора
приведены в таблице 35.
Таблица 35.Кислоты хлора и их соли
С/O |
Формула |
Название |
Сила |
Название |
хлороводородная |
||||
хлорноватистая |
гипохлориты |
|||
хлористая |
||||
хлорноватая |
||||
перхлораты |
Большинство хлоридов растворимо в воде. Исключение составляют AgCl, PbCl 2 , TlCl и Hg 2 Cl 2 . Образование бесцветного осадка хлорида серебра при добавлении к исследуемому раствору раствора нитрата серебра – качественная реакция на хлорид-ион:
Ag + Cl = AgCl
Из хлоридов натрия или калия в лаборатории можно получить хлор:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
В качестве окислителя при получении
хлора по этому способу можно использовать не
только диоксид марганца, но и KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 ,
KClO 3 .
Гипохлориты натрия и калия входят в состав
различных бытовых и промышленных отбеливателей.
Хлорная известь также используется как
отбеливатель, кроме того ее используют как
дезинфицирующее средство.
Хлорат калия используют в производстве спичек,
взрывчатых веществ и пиротехнических составов.
При нагревании он разлагается:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (в присутствии MnO 2).
Перхлорат калия тоже разлагается, но при более
высокой температуре: KClO 4 = KCl + 2O 2 .
1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для
которых в тексте параграфа приведены ионные
уравнения.
2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте
параграфа описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих
химические свойства а) хлора, б) хлороводорода (и
соляной кислоты), в) хлорида калия и г) хлорида
бария.
Химические свойства соединений хлора
В различны условиях устойчивы различные аллотропные модификации элемента сера. При обычных условиях простое вещество сера представляет собой желтое хрупкое кристаллическое вещество, состоящее из восьмиатомных молекул:
Это так называемая ромбическая сера
(или -сера) S 8 .(Название
происходит от кристаллографического термина,
характеризующего симметрию кристаллов этого
вещества). При нагревании она плавится (113 °С),
превращаясь в подвижную желтую жидкость,
состоящую из таких же молекул. При дальнейшем
нагревании происходит разрыв циклов и
образование очень длинных полимерных молекул –
расплав темнеет и становится очень вязким. Это
так называемая -сера S n
.
Кипит сера (445 °С) в виде двухатомных молекул S 2 ,
аналогичных по строению молекулам кислорода.
Строение этих молекул также, как и молекул
кислорода, не может быть описано в рамках модели
ковалентной связи. Кроме того существуют и
другие аллотропные модификации серы.
В природе встречаются месторождения самородной
серы, из которых ее и добывают. Большая часть
добываемой серы используется для производства
серной кислоты. Часть серы используют в сельском
хозяйстве для защиты растений. Очищенная сера
применяется в медицине для лечения кожных
заболеваний.
Из водородных соединений
серы наибольшее
значение имеет сероводород (моносульфан) H 2 S.
Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц.
В воде он малорастворим. Растворение физичекое. В
незначительной степени в водном растворе
происходит протолиз молекул сероводорода и в еще
меньшей степени – образующихся при этом
гидросульфид-ионов (см. приложение 13). Тем не
менее, раствор сероводорода в воде называют
сероводородной кислотой (или сероводородной
водой).
На воздухе сероводород сгорает:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (при избытке кислорода).
Качественной реакцией на присутствие сероводорода в воздухе служит образование черного сульфида свинца (почернение фильтровальной бумажки, смоченной раствором нитрата свинца:
H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O = PbS + 2H 3O
Реакция протекает в этом направлении из-за очень малой растворимости сульфида свинца.
Кроме сероводорода, сера образует и другие сульфаны H 2 S n , например, дисульфан H 2 S 2 , аналогичный по строению пероксиду водорода. Это тоже очень слабая кислота; ее солью является пирит FeS 2 .
В соответствии с валентными
возможностями своих атомов сера образует два оксида
:
SO 2 и SO 3 . Диоксид серы (тривиальное
название – сернистый газ) – бесцветный газ с
резким запахом, вызывающим кашель. Триоксид серы
(старое название – серный ангидрид) – твердое
крайне гигроскопичное немолекулярное вещество,
при нагревании переходящее в молекулярное. Оба
оксида кислотные. При реакции с водой образуют
соответственно сернистую и серную кислоты
.
В разбавленных растворах серная кислота –
типичная сильная кислота со всеми характерными
для них свойствами.
Чистая серная кислота, а также ее
концентрированные растворы – очень сильные
окислители, причем атомами-окислителями здесь
являются не атомы водорода, а атомы серы,
переходящие из степени окисления +VI в степень
окисления +IV. В результате при ОВР с
концентрированной серной кислотой обычно
образуется диоксид серы, например:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H 2 SO 4 = 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.
Таким образом, с концентрированной
серной кислотой реагируют даже металлы, стоящие
в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Вместе
с тем с концентрированной серной кислотой не
реагируют некоторые довольно активные металлы
(Fe, Cr, Al и др.), это связано с тем, что на поверхности
таких металлов под действием серной кислоты
образуется плотная защитная пленка,
препятствующая дальнейшему окислению. Это
явление называется пассивацией
.
Будучи двухосновной кислотой, серная кислота
образует два ряда солей
: средние и кислые.
Кислые соли выделены только для щелочных
элементов и аммония, существование других кислых
солей вызывает сомнение.
Большинство средних сульфатов растворимо в воде
и, так как сульфат-ион практически не является
анионным основанием, не подвергаются гидролизу
по аниону.
Современные промышленные методы производства серной кислоты основаны на получении диоксида серы (1-й этап), окислении его в триоксид (2-й этап) и взаимодействии триоксида серы с водой (3-й) этап.
Диоксид серы получают сжигая в кислороде серу или различные сульфиды:
S + O 2 = SO 2 ;
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Процесс обжига сульфидных руд в
цветной металлургии всегда сопровождается
образованием диоксида серы, который и идет на
производство серной кислоты.
В обычных условиях окислить кислородом диоксид
серы невозможно. Окисление проводят при
нагревании в присутствии катализатора – оксида
ванадия(V) или платины. Несмотря на то, что реакция
2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q
обратима, выход достигает 99 %.
Если пропускать образующуюся газовую смесь
триоксида серы с воздухом через чистую воду,
большая часть триоксида серы не поглощается.
Чтобы предотвратить потери, газовую смесь
пропускают через серную кислоту или ее
концентрированные растворы. При этом образуется
дисерная кислота:
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7 .
Раствор дисерной кислоты в серной
называют олеумом и часто представляют как
раствор триоксида серы в серной кислоте.
Разбавляя олеум водой, можно получить как чистую
серную кислоту, так и ее растворы.
1.Cоставьте структурные формулы
а) диоксида серы, б) триоксида серы,
в) серной кислоты, г) дисерной кислоты.
Как бы мы негативно ни относились к общественным уборным, природа диктует свои правила, и посещать их приходится. Помимо естественных (для данного места) запахов, еще одним привычным ароматом является хлорка, используемая для дезинфекции помещения. Свое название она получила из-за главного действующего вещества в ней - Cl. Дайте узнаем об этом химическом элементе и его свойствах, а также дадим характеристику хлора по положению в периодической системе.
Как был открыт этот элемент
Впервые хлорсодержащее соединение (HCl) было синтезировано в 1772 г. британским священником Джозефом Пристли.
Через 2 года его шведский коллега Карл Шееле сумел описать способ выделения Cl с помощью реакции между соляной кислотой и диоксидом марганца. Однако этот химик так и не понял, что в результате синтезируется новый химический элемент.
Почти 40 лет понадобилось ученым, чтобы научиться добывать хлор на практике. Впервые это было сделано британцем Гемфри Дэви в 1811 г. При этом он использовал другую реакцию, нежели его предшественники-теоретики. Дэви при помощи электролиза разложил на составляющие NaCl (известный большинству как кухонная соль).
Изучив полученное вещество, британский химик осознал, что оно является элементарным. После этого открытия Дэви не только назвал его - chlorine (хлорин), но и смог дать характеристику хлора, правда она была весьма примитивной.
Хлорин превратился в хлор (chlore) благодаря Жозефу Гей-Люссаку и в таком виде существует в французском, немецком, российском, белорусском, украинском, чешском, болгарском и некоторых других языках и сегодня. В английском по сей день употребляется название "хлорин", а в итальянском и испанском "хлоро".
Более подробно рассматриваемый элемент был описан Йенсом Берцелиусом в 1826 г. Именно он смог определить его атомную массу.
Что такое хлор (Cl)
Рассмотрев историю открытия данного химического элемента, стоит узнать о нем подробнее.
Название chlorine было образовано от греческого слова χλωρός («зеленый»). Дано оно было из-за желтовато-зеленоватого цвета данного вещества
Самостоятельно хлор существует как двухатомный газ Cl 2, однако в таком виде в природе он практически не встречается. Чаще он фигурирует в различных соединениях.
Помимо отличительного оттенка, для хлора характерен сладковато-едкий запах. Он является очень ядовитым веществом, поэтому при попадании в воздух и вдыхании человеком или животным способен в течение нескольких минут привести к их гибели (зависит от концентрации Cl).
Поскольку хлор тяжелее воздуха почти в 2,5 раза, он всегда будет находиться ниже его, то есть у самой земли. По этой причине при подозрении на наличие Cl следует забраться как можно выше, так как там будет меньшая концентрация данного газа.
Также, в отличие от некоторых других ядовитых веществ, хлорсодержащие обладают характерным цветом, что может позволить зрительно их идентифицировать и принять меры. Большинство стандартных противогазов помогают защитить органы дыхания и слизистые оболочки от поражения Cl. Однако для полной безопасности нужно принимать более серьезные меры, вплоть до нейтрализации ядовитого вещества.
Стоит отметить, что именно с применения немцами хлора как отравляющего газа в 1915 г. начало свою историю химическое оружие. В результате использования почти 200 тонн вещества было за несколько минут отравлено 15 тысяч человек. Треть из них умерла почти мгновенно, треть получила перманентные повреждения, и лишь 5 тысячам удалось спастись.
Почему же столь опасное вещество до сих пор не запрещено и ежегодно добывается миллионами тонн? Все дело в его особых свойствах, а чтобы понять их, стоит рассмотреть характеристику хлора. Проще всего это сделать с помощью таблицы Менделеева.
Характеристика хлора в периодической системе
Хлор как галоген
Помимо крайней токсичности и едкого запаха (характерных для всех представителей данной группы) Cl отлично растворяется в воде. Практическое подтверждение этому - добавление хлорсодержащих моющих средств в воду для бассейнов.
При контакте с влажным воздухом рассматриваемое вещество начинает дымиться.
Свойства Cl как неметалла
Рассматривая химическую характеристику хлора, стоит обратить внимание на его неметаллические свойства.
Он имеет способность образовывать соединения практически со всеми металлами и неметаллами. В качестве примера можно привести реакцию с атомами железа: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.
Часто для проведения реакций необходимо использовать катализаторы. В этой роли может выступать Н 2 О.
Нередко реакции с Cl носят эндотермический характер (поглощают тепло).
Стоит отметить, что в кристаллической форме (в виде порошка) хлор взаимодействует с металлами лишь при нагревании до высоких температур.
Реагируя с другими неметаллами (кроме О 2 , N, F, С и инертных газов), Cl образует соединения - хлориды.
При реакции с О 2 образуются крайне нестабильные и склонные к распаду оксиды. В них степень окисления Cl способна проявляться от +1 до +7.
При взаимодействии с F образуются фториды. Степень окисления их может быть разной.
Хлор: характеристика вещества с точки зрения его физических свойств
Помимо химических свойств, рассматриваемый элемент имеет и физические.
Влияние температуры на агрегатное состояние Cl
Рассмотрев физическую характеристику элемента хлора, мы понимаем, что он способен переходить в разные агрегатные состояния. Все зависит от температурного режима.
В нормальном состоянии Cl - это газ, обладающий высокими коррозийными свойствами. Однако он с легкостью способен сжижаться. На это влияет температура и давление. К примеру, если оно равно 8 атмосферам, а температура - +20 градусам по Цельсию, Cl 2 - кислотно-желтая жидкость. Данное агрегатное состояние он способен сохранять до +143 градусов, если давление также продолжает повышаться.
При достижении -32 °С состояние хлора перестает зависеть от давления, и он продолжает оставаться жидким.
Кристаллизация вещества (твердое состояние) происходит при -101 градусе.
Где в природе существует Cl
Рассмотрев общую характеристику хлора, стоит узнать, где же в природе может встречаться столь непростой элемент.
Из-за своей высокой реакционной активности он практически никогда не встречается в чистом виде (поэтому в начале изучения учеными этого элемента понадобились годы, чтобы научиться его синтезировать). Обычно Cl находится в составе соединений в различных минералах: галит, сильвин, каинит, бишофит и т. п.
Более всего он содержится в солях, добытых из морской или океанической воды.
Влияние на организм
При рассмотрении характеристики хлора уже было не раз сказано, что он крайне ядовит. При этом атомы вещества содержатся не только в минералах, но и практически во всех организмах, начиная от растений до человека.
Из-за особых свойств ионы Cl лучше других проникают сквозь мембраны клеток (поэтому более 80 % всего хлора в теле человека находится в межклеточном пространстве).
Вместе с К, Cl ответственен за регуляцию водно-солевого баланса и как следствие - за осмотическое равенство.
Несмотря на столь важную роль в организме, в чистом виде Cl 2 убивает все живое - от клеток до целых организмов. Однако в контролированных дозах и при кратковременном воздействии он не успевает причинить повреждений.
Ярким примером последнему утверждению служит любой бассейн. Как известно, воду в таких учреждениях дезинфицируют при помощи Cl. При этом, если человек редко посещает такое заведение (раз в неделю или в месяц) - маловероятно, что он пострадает от наличия данного вещества в воде. Однако работники таких учреждений, особенно те, кто почти весь день пребывают в воде (спасатели, инструкторы) часто страдают кожными заболеваниями или имеют ослабленный иммунитет.
В связи со всем этим после посещения бассейнов обязательно нужно принять душ - чтобы смыть возможные остатки хлора с кожи и волос.
Использования Cl человеком
Помня из характеристики хлора, что он является «капризным» элементом (когда дело доходит до взаимодействия с другими веществами), интересно будет узнать, что в промышленности он весьма часто используется.
В первую очередь с его помощью производится дезинфекция многих веществ.
Также Cl применяется при изготовлении некоторых видов пестицидов, что помогает спасать урожай от вредителей.
Способность этого вещества взаимодействовать почти со всеми элементами таблицы Менделеева (характеристика хлора как неметалла) помогает с его помощью добывать некоторые виды металлов (Ті, Та и Nb), а также известь и соляную кислоту.
Помимо всего вышеперечисленного Cl применяют при производстве промышленных веществ (поливинилхлорид) и медицинских препаратов (хлоргексидин).
Стоит упомянуть, что сегодня найдено более эффективное и безопасное дезинфицирующее средство - озон (О 3 ). Однако его производство более дорогостоящее, чем хлора, и этот газ еще более нестабилен, нежели хлор (краткая характеристика физических свойств в 6-7 п.). Поэтому применять озонирование вместо хлорирования пока могут позволить себе немногие.
Как добывается хлор
Сегодня известно немало способов для синтеза данного вещества. Все они делятся на две категории:
- Химические.
- Электрохимические.
В первом случае Cl получают вследствие химической реакции. Однако на практике они весьма затратные и малопроизводительны.
Поэтому в промышленности предпочитают электрохимические методы (электролиз). Их три: диафрагменный, мембранный и ртутный электролиз.
Кузбасский государственный технический университет
Курсовая работа
Предмет БЖД
Характеристика хлора как аварийно химически опасного вещества
Кемерово-2009
Введение
1. Характеристика АХОВ (по выданному заданию)
2. Способы предотвращения аварии, защита от АХОВ
3. Задание
4. Расчет химической обстановки (по выданному заданию)
Заключение
Литература
Введение
Всего в России функционируют 3300 объектов экономики, располагающих значительными запасами опасных химических веществ. Более 35% из них имеют запасы хора.
Хлор (лат. Chlorum), Cl - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов.
Xлор применяется также для хлорирования нек оторых руд с целью и влечения титана, ниобия, циркония и других.
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/м 3 . Производство хлора, хлорной извести и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда .
(Chlorum; от греч. - желто-зеленый), Сl - хим. элемент VII группы периодической системы элементов; ат. н. 17, ат. м. 35,453. Желто-зеленый газ с резким запахом. В соединениях проявляет степени окисления - 1, + 1, +3, + 5 и + 7. Наиболее стойки соединения X. с крайними степенями окисления: - 1 и + 7. Природный X. состоит из изотопов 35Сl (75,53%) и 37Сl (24,47%). Известно семь радиоактивных изотопов с массовыми числами 32-40 и два изомера; наиболее долгоживущий - изотоп 36Сl с периодом полураспада 3,08 х 10 5 лет (бета-распад, электронный захват). X. открыл в 1774 швед, химик К. Шееле, выделил в 1810 англ. химик Г. Дэви.
Содержание Хлора в земной коре 4,5 х 10-2 %. Встречается гл. обр. в морской воде (до 2% хлоридов), в виде залежей каменной соли NaCl, сильвина, карналлита, бишофита MgCl2х6H20 и каинита KMg · 3Н20. Основные физ. константы элементарного X. tпл -101,6° С; tкип - 34,6° С; плотность жидкого X. (при т-ре кипения) 1,56 г/см3; теплота плавления 1,62 ккал/молъ; теплота испарения (при т-ре кипения) 4,42 ккал/молъ. X. непосредственно соединяется с большинством неметаллов (кроме углерода)
Зависимость напряжения возникновения и распространения хрупкого разрушения от т-ры, характеризующая хладостойкость конструкционных сталей по критическим т-рам: 1 - предел текучести; 2 - возникновение разрушения; з - распространение разрушения; t > t1 - область вязких разрушений; t2 < t < t1, - область квазихрупких разрушений; t < t2-область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
Иногда хлор взаимодействует с металлами при наличии следов влаги. Сухой хлор не взаимодействует с железом, что позволяет хранить его в стальных баллонах. Выше т-ры 540° С по отношению к X. не стоек ни один металл (при этой т-ре начинают корродировать наиболее стойкие по отношению к газообразному X. высоконикелистые сплавы типа инконель). Растворим в воде (2 объема на 1 объем воды при т-ре 25° С), частично гидролизуясь с образованием раствора хлорноватистой и соляной к-т. Из соединений X. с неметаллами важнейшее - хлористый НСl, образующийся при непосредственном взаимодействии (на свету) Хлор с водородом либо под действием сильных минер, кислот (напр., Н2SО4) на соединения металлов с хлором (напр., NaCl), а также являющийся побочным продуктом при получении мн. хлорорга-нических соединений. Хлористый - бесцветный газ, в сухом состоянии не взаимодействует с большинством металлов и их окислов. Очень хорошо растворяется в воде (426 объемов НСl в 1 объеме воды при т-ре 25° С), образуя соляную к-ту.
Соляная к-та, являясь весьма сильной, взаимодействует со всеми электроотрицательными металлами (стоящими в электрохим. ряду напряжений выше водорода). В неводных растворах хлористого водорода (напр., в ацетонитриле) могут корродировать и нек-рые электроположительные (напр., ). С кислородом хлор непосредственно не взаимодействует. Косвенным путем могут быть получены Сl20, СlO2, Сl206 и Сl207, к-рым отвечают кислоты НСlO - хлорноватистая (соли - гипохлориты), НСlO2 - хлористая (соли - ), НСlO3 - хлорноватая (соли - хлораты) и НСlO4 - хлорная (соли - перхлораты). Хлорноватистая и хлористая к-ты неустойчивы и существуют лишь в разбавленных водных растворах. Все хлора - сильные окислители.
Окислительная способность к-т и их солей уменьшается, а сила возрастает от хлорноватистой к-ты к хлорной. Наиболее часто применяют в качестве окислителей пшохлорит кальция Са(ОСl)2, бертолетову соль КСlO3 и хлорную известь Са2ОСl2- двойную соль соляной и хлорноватистой к-т. Xлор соединяется с другими галогенами, образуя межгалоидные соединения: ClF, ClF3, BrCl, IСl и IС3. По хим. св-вам соединения элементов с хлором () подразделяют на солеобраз-ные, хлорангидриды и несолеобразные нейтральные . К соле-образным хлоридам относятся соединения с хлора металлов I, II и IIIа подгрупп периодической системы элементов, а также соединения с X. металлов остальных групп в низших степенях окисления. Большинство солеобразных хлоридов плавится при высоких т-рах и хорошо растворимы в воде за небольшим исключением (напр., AgCl).
Солеобразные в расплавленном состоянии сравнительно хорошо проводят ток (их проводимость при т-ре 800° С составляет LiCl - 2,17; NaCl - 3,57; КСl - 2,20 ом -1 cь -1). К хлорангидри-дам относятся хлориды неметаллов (напр., бора, кремния, фосфора) и хлориды металлов IIIв подгруппы и IV-VIII групп периодической системы в высших степенях окисления. Хлорангидриды при взаимодействии с водой образуют соответствующую к-ту и выделяют хлористый . Несолеобразным нейтральным хлоридом является, напр., четыреххло-ристый ССl4. Осн. пром. метод получения X.- растворов NaCl или НСl (аноды графитовые или титановые). Xлор очень токсичен, предельно допустимое содержание свободного X. в воздухе 0,001 мг/л. Xлор - наиболее практически важный из галогенов, находит применение для отбеливания тканей и бумаги, обеззараживания питьевой воды, для получения соляной к-ты, в органическом синтезе, при получении и очистке многих металлов методами хлорной металлургии. Применяются также гипохлориты - как отбеливающие и дезинфицирующие , - в пиротехнике и спичечном произ-ве, перхлораты - как компонент твердых ракетных топлив.
Хлор это
Хлор газ жёлто — зелёного цвета. Ядовит, имеет резкий, удушливый, неприятный запах. Хлор тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворяется в воде (на 1 объём воды 2 объёма хлора) , образуя хлорную воду; Cl 2 aqi при температуре — 34 °C превращается в жидкость, а при -101 гр затвердевает. Плотность 1,568 г/см ³
Cl — как вещество применялся во время первой мировой войны как боевое отравляющее вещество, потому, что тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли. Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.
Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица, лёгочные и бронхиальные заболевания. При отравлении хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром или водяных паров с примесью нашатырного спирта.
В небольших количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей, так как губительно действует на бактерии. Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водородной воды.
В качестве солей являются жизненно важными элементами. Хлор в виде поваренной соли постоянно применяются в пищу, а также входит в состав зелёного растений — хлорофилла.
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
2Na + Cl 2 = 2NaCl
На этом основано повышение процента содержания благородных металлов в низко пробных сплавах, для этого заранее измельченный материал нагревают в присутствии свободно проходящего хлора.
Если металлы могут иметь различную степень окисления, при реакции с хлором они проявляют высшую:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Cu + Cl 2 = CuCl 2
Взаимодействие хлора со сложными веществами
При взаимодействии хлора со сложными веществами он ведёт себя как , например при взаимодействии с водой. В начале галоген растворяется в воде с образованием соответственно хлорной воды (Claq) , а затем постепенно между водой и хлором начинается реакция:
Cl2 + H 2 O = 2HCl + [O]
Однако эта реакция не сразу протекает до образования конечных продуктов. На первой стадии процесса образуются две кислоты — соляная HCl и хлорноватистая (данная смесь кислот растворяют )
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты:
HClO = HCl + [ O ]
Образование атомарного кислорода объясняется в значительной мере окисляющее действие хлора. Органические красители помещённые в хлорную воду, обесцвечиваются. Проверка на лакмус не приобретает характерной для него в кислоте окраски, а полностью теряет её .Это объясняется наличием атомарного кислорода, который оказывает на лакмус окисляющее действие.
Галогены реагируют и с органическими веществами
Если внести в атмосферу хлора бумажку, смоченную скипидаром (органическое вещество, состоящих из водорода и углерода) , можно заметить выделение большого количества сажи и запах хлористого водорода, иногда реакция протекает с воспламенением. Это объясняется тем, что хлор вытесняет из соединений с водородом и образует хлористый водород, а выделяется в виде сажи в свободном состоянии. Именно поэтому не используют резиновые изделия.
Он широко применяется в промышленности, сельском хозяйстве, для лекарственных и бытовых нужд. Ежегодное производство хлора в мире составляет 55,5 млн. т.: в силу столь широкого распространения этого вещества аварии, связанные с его утечкой, довольно часты (они происходят как на промышленных объектах, так и при транспортировке хлора).
Зачастую происходит не только поражение промышленного объекта, но и местности за его пределами (из-за физико-химических свойств хлора: он в 2,5 раза тяжелее воздуха, поэтому скапливается в низинах, заражению подвергаются источники воды, так как хлор очень хорошо растворим в воде).
Поэтому сегодня особенно актуально знание объектов экономики, которые производят или используют хлор, симптомов отравления хлором, умения оказания первой помощи, а также знание СИЗ, используемых в зоне заражения.
Перед тем, как исследовать хлор как АХОВ, выделить симптомы отравления этим химическим веществом и определить, в чём заключается доврачебная и первая медицинская помощь, необходимо познакомиться с его общей характеристикой и областями использования.
Хлор (от греч. – «зелёный»). Химическая формула – Cl2 (молекулярная масса – 70,91). Соединение с хлором (газообразный хлороводород) было впервые получено Д. Пристли в 1772 году. Хлор в «чистом виде» был получен два года спустя К. В. Шееле.
Плотность жидкого хлора – 1560 кг/м3. Он негорюч и реактивен: на свету при повышенных температурах (к примеру, в случае пожара) взаимодействует с водородом (взрыв), в результате может образоваться более опасный газ – фосген.
Хлор применяется во многих сферах промышленности, науки и, зачастую, в быту. Перечислим области использования хлора в промышленности:
– он применяется при производстве поливинилхлорида, синтетического каучука, пластикатов (эти материалы служат для изготовления линолеума, одежды, обуви, изоляции для проводов и др.);
– в целлюлозно-бумажной промышленности хлор используют для отбеливания бумаги и картона (он также используется для отбеливания тканей);
– он задействован в производстве хлорорганических инсектицидов (эти вещества, уничтожающие вредных насекомых на посевах, используются в сельском хозяйстве);
– он используется в процессе обеззараживания («хлорирования») питьевой воды и очистки сточных вод;
– он широко применяется в химическом производстве бертолетовой соли, лекарств, хлорной извести, ядов, соляной кислоты, хлоридов металлов;
– в металлургии его задействуют для производства чистых металлов;
– это вещество используют как индикатор солнечных нейтрино.
Хлор хранится в цилиндрических резервуарах (10…250 м3) и шаровых(600…2 000 м3) резервуарах под давлением собственных паров (до 1,8 МПа). Сжижается под давлением при обычной температуре. Перевозится в контейнерах, баллонах, цистернах, выступающих временными хранилищами.
Loading...