Водород и хлор реакция: «Как взаимодействуют между собой водород и хлор?» – Яндекс.Кью

Содержание

Водород реакция с хлором — Справочник химика 21

Бунзен и Роско (1855), изучая идущую под действием света реакцию образования хлористого водорода нз водорода п хлора, установили, что химическое действие света (выражаемое в количестве получаемого продукта реакции) прямо пропорционально произведению интенсивности света I на время его действия 1. Эта зависимость носит приближенный характер, так как не вся поглощенная световая энергия всегда полностью расходуется на химический процесс. Есл[1 в одном случае при интенсивпости 1 за время прореагировало молекул, а в другом — в тон же системе при 2 и 2 — соответственно Л/г молекул, то математическим выражением закона будет условие [c.230]

Реакция образования хлористого водорода из хлора и водорода на свету — типичная цепная реакция, протекающая по схеме (И1), зарождение цепи [c.350]

Реакция хлора с водородом [c.201]

Составить схему цепной реакции хлора с водородом. Какую роль в ней играет освещение Имеет ли значение частота света [c.222]

Большой интерес ученых вызывали процессы, в которых роль света можно сравнить с действием катализатора. Например, при кратковременном облучении ярким светом смеси хлора с водородом реакция между этими газами протекает со взрывом и практически до конца, тогда как в темноте хлор и водород вообще не реагируют. [c.118]

Так, было показано, что фотохимически индуцированная реакция водорода с хлором, приводящая к НС1, имеет квантовый выход, доходящий до [c.101]

Рассмотрим, например, реакцию взаимодействия водорода с хлором, идущую с образованием хлороводорода [c.93]

Индуцированное хлорирование с замещением атомов водорода. При хлорировании олефина одновременно с реакцией присоединения происходит замещение водорода хлором в продукте присоединения хлора. Поскольку в отсутствии олефина дихлориды не хлорируются с замещением атома водорода хлором, то реакция замещения рассматривается как индуцированная реакция. Индуцированная реакция хлорирования ин-гибитируется кислородом, а следовательно, очевидно, развивается как цепная реакция. При хлорировании смеси парафина и олефина хлор, присоединяется к олефину и одновременно водород замещается хлором у парафина. Реакция изучалась для пропан-пропиленовой и бутан-бутиленовой смесей. Газообразные олефины в темноте при температуре ниже 150° реагируют с хлором лишь медленно или совсем не реагируют, но они взаимодействуют энергично в присутствии какой-либо жидкой фазы. Смеси олефинов и парафинов при этих условиях реагируют быстро с образованием как продуктов присоединения, так и замещения [9]. Энергия, необходимая для реакции замещения, возможно получается за счет сильно экзотермичпой реакции присоединения. [c.63]

Ввиду того что диссоциация молекул брома происходит значительно легче, чем молекул водорода, первым звеном является именно диссоциация молекул брома. Последующие реакции (б), (в), (г) и (д) благодаря общей экзотермичности всего процесса в целом обеспечивают дальнейшее течение реакции. Отсюда видно, что достаточно единичного акта возбуждения реакции, чтобы дальнейшее течение могло продолжаться без поддержки извне, пока не произойдет обрыв цепи в результате рекомбинации атомов брома в молекулу Вга или другим путем. Подобным же механизмом могут обладать реакции взаимодействия водорода с хлором, окисления углеводородов и многие другие реакции. [c.484]

Расщепление одного атома урана приведет к расщеплению нескольких атомов. Результат цепной ядерной реакции окажется подобен результату обычной химической цепной реакции, например реакции водорода и хлора (см. гл. 9). Однако поскольку ядерные реакции связаны с обменом гораздо большими энергиями, чем химические реакции, то результаты ядерной цепной реакции окажутся несравнимо более мощными. [c.177]

Большинство цепных реакций подвержено химическому ингибированию, причем заметное ингибирование следами примесей является прекрасным доказательством цепного характера реакции. Так, 0,01 мол.% кислорода может уменьшить квантовый выход реакции водорода с хлором в 1000 раз [8(4, 85]. Так как свободные радикалы легко гибнут на стенках сосуда, то их участие в реакции можно обнаружить, изучая влияние на скорость реакции изменения отношения поверхности реактора к его объему (например, при набивке стеклом) или добавок инертных газов (таких, как гелий). Изменение материала стенок реактора (вместо стеклянных—металлические) или покрытие их различными вещ ествами также может заметно менять скорость реакции [86]. Хотя эти эффекты и не всегда являются доказательством цепного механизма реакции (так как они свидетельствуют лишь о наличии гетерогенной реакции на стенках сосуда), но все же они указывают на большую вероятность цепной реакции. [c.103]

Хлорирование, происходящее с замещением атомов водорода атомами хлора, является экзотермической реакцией, ЛН составляет от —23 ООО до —27 ООО кал в зависимости от природы соединения. Реакция может происходить взрывообразно с образованием углерода и хлористого водорода. Чтобы контролировать процесс, необходимо снимать тепло путем применения избытка углеводорода или разбавителя либо же путем охлаждения. Опасность возникновения взрыва можно свести к минимуму, применяя низкие концентрации хлора, этого можно достичь путем введения хлора через форсунки на различных стадиях со скоростью истечения, большей скорости распространения пламени. [c.57]

Примером реакции, квантовый выход которой много больше единицы, является рассмотренная в гл. VII, 1 реакция соединения хлора с водородом на свету. Квантовый выход для этой реакции у 10 , т. е. одному поглощенному кванту соответствует около ста тысяч превратившихся молекул хлора и водорода. Реакция хлора с водородом, инициируемая светом протекает по схеме [c.298]

В настояшее время мы знаем, почему Шорлеммер получал всегда ошибочные результаты. При обработке ацетатом калия в ледяной уксусной кислоте продуктов хлорирования гексана или гептана олефины образуются очень легко при этом преимущественно реагируют вторичные хлориды, в которых хлор находится у третьего, четвертого, пятого и т. д. атома углерода. Хлор у второго атома углерода, с одной стороны, труднее отщепляется в виде хлористого водорода, чем хлор, смещенный к середине цепи, а с другой стороны, он легче вступает в реакцию двойного обмена. [c.538]

В этой простой реакции образуются три важных продукта, производимые промышленностью в очень больших количествах водород, хлор и гидроксид натрия. Водород и хлор можно в большинстве случаев использовать без предварительной очистки, так как других газов ни на аноде, ни на катоде не выделяется. Но гидроксид натрия требует очистки, так как в растворе остается непрореагировавший хлорид натрия. [c.534]

По особенностям стадии развития цепи цепные реакции делятся на две группы неразветвленные цепные реакции, когда в процессе развития цепи число свободных валентностей в звене цепи остается постоянным, и разветвленные цепные реакции, когда развитие цепи идет с увеличением свободных валентностей в звене цепи. В качестве примера неразветвленной цепной реакции рассмотрим реакцию взаимодействия водорода с хлором. В темноте водород и хлор практически не взаимодействуют. Но при освещении системы солнечным светом реакция протекает со взрывом. Зарождение цепи происходит при поглощении молекулой С кванта энергии h [c.605]

При таком механизме передачи энергии реакция приводит к образованию одной нли нескольких новых активных частиц — возбужденных молекул, свободных радикалов или атомов. Таковы, например, атомарный водород, кислород, хлор, радикалы гидроксил НО-, нитроксил HNO-, метил -СНз и др. Все эти вещества, являясь химически ненасыщенными, отличаются ВЫСОКО реакционной способностью и могут реагировать с компонентами смеси, образуя в свою очередь свободные радикалы и атомы. Химически активные группы являются активными центрами цепной реакции. Так возникают более или менее длинная цепь реакций, в которой энергия избирательно передается от одной активной частицы к другой. [c.127]

В зависимости от содержания хлора вязкость получаемых масел изменяется весьма широко, Когазин II, содержащий 40% хлора, с успехом применяют в кожевенной промышленности. Его получают, пропуская хлор в когазин II при 95—100° в освинцованном реакторе. После прекращения выделения хлористого водорода (реакция завершается, когда продукт реакции имеет плотность 1,075 при 60°) продукт перемешивают с кальцинированной содой и в заключение обрабатывают сульфатом натрия. Стабилизируют хлорид добавкой 0,4% феноксипропеноксида. Такие масла легко эмульгируются и применяются в текстильной промышленности как замасливающее средство. [c.251]

Важнейшие элементарные процессы радикально-цепного механизма фотохимической и термической гомогенной реакции хлора с водородом (при не очень высоких температурах) могут быть представлены следующей схемой [c.202]

Образуется смесь а- и -глицеринмонохлоргидринов и а,р-глице-риндихлоргндрина. Реакция ускоряется ионами водорода и хлора, образующимися при взаимодействии хлора с водой, и поэтому протекает быстрее, чем прп применении чистой хлорноватистой кислоты. [c.194]

Здесь не принята во внимание рекомбинация атомов подорода вследствие их сравнительно малой копцеитрации, обусловленной высокой их активностью. Однако тормозящее влияние различных посторонних примесей — отрицательных катализаторов (см. [486, с. 307—3101) — приводит к заключению о необходимости введения в механизм реакции процессов, связанных с взаимодействием атомов водорода и хлора с молекулами примесей и обусловливающих обрыв цепей. Такими процессами прн торможении реакции молекулярным кислородом являются процессы И f 0,-[-М = Н0.2 — -М [c.202]

Окисление хлористого водорода дает хлор. Отношение между кислородом и хлором. Получение хлора, свойства, соединения. Царская водка. Хлорангидриды основные и кислотные. Фосген O l . Тип хлористого водорода. Реакция хлора. Металепсия. Действия на аммиак и щелочи. Белильная известь, получение, состав и реакции. Хлорноватистая кислота и соли. Окись хлора СРО. Хлористая кислота НСЮ и ее ангидрид и соли. Хлорноватая НСЮ и хлорная НСЮ кислоты и их соли. Выводы. [c.55]

Химия реакций. Парафиновые углеводороды способны только к замещению атомов водорода на хлор, когда в моле- [c.101]

Вследствие нечувствительности каталитических реакций хлорирования по отношению к веществам, вызывающим обрыв цепи, на основе этого метода удалось разработать процессы, при которых возможно полностью испо.тьзовать хлор. Проведение процесса в присутствии кислорода или содержащих кислород газов и твердых катализаторов, применяемых нри процессе Дикона, позволяет снова получить из образующегося хлористого водорода свободный хлор [43]. [c.153]

Возможно также осуществить катализируемую перекисями реакцию двойного обмена водорода и хлора между парафиновыми углеводородами и полихлорированными алканами. При взаимодействии четыреххлористого углерода с гептаном в присутствии перекиси ди-трег-бутила образуются хлористый гептил и хлороформ [128]. Этим способом возможно также перевести хлор из гексахлорэтаиа в другой парафиновый углеводород. [c.196]

Если же в результате реакции возникновения цепи образуется свободный радикал или атом с одной свободной валентностью, то цепь будет нераз-ве1вленной (например, реакция хлора с водородом). [c.199]

Длину цепи и количество образующихся активных частнц в единицу времени особенно легко определить для простых цепных фотохимических реакций. Длина цепи для этих реакций равна числу молекул образовавшихся конечных продуктов, отнесенных к одному поглощенному кванту света, а количество образующихся активных частиц в единицу времени можно определить, зная число поглощенных световых квантов в единицу времени и уравнение реакции первичнрго фотохимического процесса. Например, для рассмотрешюго выше фотохимического синтеза хлористого водорода из хлора и водорода первичный фотохимический процесс поглощения светового кванта приводит к появлению двух активных частнц — двух атомов хлора. [c.208]

В табл. IX, 1 и IX, 2 приведены некоторые типичные фотохимические реакции в газовой фазе и в растворах. Как показывает опыт, все фотохимические реакции в зависимости от величины квантового выхода можно подразделить на четыре группы I) реакции, в которых квантовый выход-7=1 (например, образование бромцпклогексана, перекиси водорода, нитро-зометана, брома в результате реакции хлора с трихлорбромме- [c.231]

Этот процесс осу1цествляют в специальных установках, в которых смесь водорода и хлора непрерывно образуется и тут же сгорает ровным пламенем. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекаиие реакции. Исходным сырьем для получения хлороводорода служат хлор и водород, образующиеся прп электролизе раствора Na l ( 197). [c.363]

В отличие от реакции водорода с хлором реакция водорода с кислородом следует механизму разветвленных цепей. По этой причине основные элементарные процессы, осуществляющиеся в детонациошЮ11 волне, [c.244]

Так, если смесь водорода с хлором хранится в темноте, то реакция Н2 + С12 = 2НС1 при невысокой температуре не протекает. Но достаточно ввести в эту смесь ничтожные количества паров металлического натрия, чтобы вызвать бурное течение указанной реакции вследствие того, что в результате реакции иатрия с хлором по уравнению Ыа-ЬС12 = МаС1 + С1 появляются в системе свободные атомы хлора, дающие начало реакциям, аналогичным реакциям (б), (в) и (г). [c.485]

До появления процессов оксихлорирования этилена ВХ получали гидрохлорированием ацетилена или прямым хлорированием этилена с последующим крекингом ДХЭ. Ацетилен, получаемый карбидным методом, соединяли с хлоридом водорода — продуктом взаимодействия водорода с хлором [1]. Катализатором парофазной реакции [c.254]

При помощи метода стационарных концентраций выведите вы-ражениг для скорости реакций хлора с водородом по схеме [c.398]

Хорошим приме]]()м индуцированной реакции является также реакция в тройной смеси a—Г l2—Н2[193]. При 150—250 С скорость реакции хлора с водородом в отсутствие паров натрия ничтожно мала. Однако при наличии параллельной резкиии х.иора с парами натрия водород легко вступает со взаимодействие с х.юром, причем на каяздую молекулу КаС1 образуется до 10 молекул 11С1. [c.17]

Примером процесса первого типа является процесс G1 -(- Нз = H I + + Н, следующий за процессом I2 -(- Av = С1 -(- I, в реакции фотосинтеза хлористого водорода из водорода и хлора. Процессом морого типа является [c.162]

Примером радикально-ценной реакции является упоминавшаяся уже ранее фотохимическа (а также термическая) реакция образования хлористого водорода из водорода и хлора. В 1913 г. Боденштейн [191] измерил квантовый выход 22 реакций, в число которых входила также и реакция Н2 Ч- С1г= =2НС1. Измеренный Боденштейном квантовый выход этой реакции оказался равным 10. Улцепной характер реакции. [c.201]

В основе общепринятого, количественно обоснованного мпогочисленпыми опытами механизма реакции хлора с водородом лежит высказанная Нерн- [c.201]

Тормозящее действие примесей (ингибиторов) на цепные реакции часто сводится к обрыву цепей, обусловленному гибелью активных центров. Таково действие треххлористого азота NGI3, являющегося одним из наиболее активных ингибиторов реакции хлора с водородом, ( огласно данным работы [3021, ничтожные количества NGI3 приводят к уменьшению квантового выхода НС1 от величины, выражающейся десятками тысяч, до т) = 2, т. е. к превращению цепной реакции в нецепную. [c.214]

К настоящему времени экспериментально осуществлено радиационное инициирование многих цепных реакций в газовой (а также жидкой и твердой) фазе. Еще Линд и Ливингстон 1384] наблюдали радиационно-химическое инициирование реакции водорода с хлором с О 3-10 . Иссекс [262] из факта торможения скорости реакции электрическим полем заключил, что большая часть атомов водорода и хлора, ведущих затем обычную атомную цепь Н-ЬС , =- НС1+С1, С — — = НС1+Н, рождается в актах диссоциативной рекомбинации ионов. [c.225]

Иа примере двух реакций — реакции водорода с хлором и водорода с кислородом — Зельдович [451 показывает, как механизм реакции отражается на скорости детонации данной смеси. Первая из этих реакций идет по механизму простых цепей, в котором основную роль играют чередующиеся процессы цепи Нерпста [c.244]

Водород с хлором — Справочник химика 21

Аварии, связанные с образованием взрывоопасной газовой смеси. При конденсации (сжижении) хлора вследствие образования взрывоопасной концентрации водорода в хлоргазе происходили взрывы в отделителях, буферах и трубопроводах абгазов. Так, при неисправности гидрозатвора образовавшаяся взрывоопасная смесь водорода с хлором из системы попала в сборник жидкого хлора, произошел взрыв газовой смеси, осложнившийся токсическим действием вылившегося из емкости жидкого хлора. Аварии, связанные [c.52]

Большинство цепных реакций подвержено химическому ингибированию, причем заметное ингибирование следами примесей является прекрасным доказательством цепного характера реакции. Так, 0,01 мол.% кислорода может уменьшить квантовый выход реакции водорода с хлором в 1000 раз [8(4, 85]. Так как свободные радикалы легко гибнут на стенках сосуда, то их участие в реакции можно обнаружить, изучая влияние на скорость реакции изменения отношения поверхности реактора к его объему (например, при набивке стеклом) или добавок инертных газов (таких, как гелий). Изменение материала стенок реактора (вместо стеклянных—металлические) или покрытие их различными вещ ествами также может заметно менять скорость реакции [86]. Хотя эти эффекты и не всегда являются доказательством цепного механизма реакции (так как они свидетельствуют лишь о наличии гетерогенной реакции на стенках сосуда), но все же они указывают на большую вероятность цепной реакции. [c.103]

В промышленных условиях взрывоопасные хлороводородные смеси могут получаться при электролизе раствора поваренной соли, сжижении электролизного хлора и синтеза хлористого водорода из элементов. Концентрационные пределы воспламенения смеси водорода с хлором составляют от 3—6 до 84—92,5% (об.). Аварии, связанные с получением или применением хлора, обычно вызываются различными нарушениями технологического режима процесса. [c.350]

Рассмотрим, например, реакцию взаимодействия водорода с хлором, идущую с образованием хлороводорода [c.93]

Смесь водорода с кислородом (гремучий газ) реагирует при нагрева НИИ. Смесь водорода с хлором (хлорный гремучий газ) взрывается уже при освещении солнечным светом. Восстанавливает многие вещества. [c.143]

Реакции, при протекании которых возникают промежуточные вещества с высокой энергией (радикалы), часто имеют механизм цепных реакций. Обычно в момент элементарного акта взаимодействия между активными молекулами появляются реакционноспособные промежуточные вещества — активные центры,—которые в свою очередь реагируют с компонентами реакционной системы, воспроизводят подобные себе частицы, в результате чего происходит циклическое повторение стадий реакции, Таким образом, возникает цепь реакций, так как после первичного акта цепной реакции появляется активная частица с высокой энергией (например, при воздействии излучения), которая продолжает последовательность стадий реакции. Такого рода процессы характерны прежде всего для реакций в газовой фазе (взрыв гремучего газа, реакция водорода с хлором), а также для некоторых реакций в растворах (фотохимические реакции, реакции полимеризации и т. д.). Возникновение реакционноспособной частицы часто называют реакцией зарождения цепи, например реакция (За) при образовании НВг (гл. 7). Под развитием цепи понимают последовательное продолжение элементарных стадий с постоянным образованием активных центров, продолжающих цепь радикалов. К реакциям обрыва цепи относится рекомбинация, т. е. реакция, обратная (За). Еще раз обратимся к уже описанному выше процессу образования бромоводорода (гл. 7). Для него найдена следую- [c.180]

Смесь водорода с хлором, взятых в объемном отношении 3 2, поместили в закрытый стеклянный сосуд над водой и рядом сожгли ленту магния. Как изменится давление в сосуде, если известно, что при этом прореагировало хлора а) 50% б) 75% Упругостью водяных паров и растворенного вещества можно пренебречь. [c.14]

В 1855 г. Р. Бунзен и Г. Роско отметили, что количество продуктов при взаимодействии водорода с хлором на свету пропорционально яркости света и времени облучения. [c.287]

В настоящее время принят следующий механизм для реакции водорода с хлором [c.68]

Во многих случаях газовую смесь после хлорирования разбавляют воздухом или инертным газом, чтобы избежать образования взрывоопасной смеси водорода с хлором или кислородом устанавливают постоянный контроль состава газов после хлорирования аппаратуру для хлорировдния перед началом процесса продувают азотом хлораторы оснащаются эффективными средствами охлаждения реакционной массы, автоматическими регуляторами ведения процесса и средствами противоаварийной защиты. Хлор-производные, образующие с воздухом взрывоопасные смеси, хранят под азотом. [c.115]

Произведем в качестве примера вычисление скорости и энергии активации неразветвленной цепной реакции взаимодействия водорода с хлором. По ходу вычисления придется воспользоваться очень важным для цепной теории методом квазистационарных состояний. [c.68]

В большинстве случаев камеры сгорания имеют своеобразную конструкцию и изготавливаются из кварца или другого огнеупорного материала, который выдерживает температуру до 1000° С (температура реакции). В настояш ее время вместо кварца начинают использовать более дешевые и стойкие материалы (например, горение водорода с хлором производят в трубах, облицованных огнеупорным кирпичом). [c.98]

Следует отметить, что, пользуясь этим же методом раздельного калориметрирования, А. М. Маркевич [18] в 1948 г. открыл, что при темновой реакции взаимодействия водорода с хлором, для которой всегда предполагалось зарождение ценей в объеме, оно на самом деле происходит на стенках реакционного сосуда. В 1950 г. гетерогенное образование активных гомогенных частиц показали с помощью этого же метода С. Ю. Ело-вич и П. Ю. Бутягин [19] нри окислении углеводородов при низких давлениях. [c.64]

Таким образом, по смыслу метода квазистационарных состояний выведенные выше выражения для изменения во времени концентрации активных центров реакции взаимодействия водорода с хлором могут быть приравнены нулю [c.69]

Для взаимодействия водорода с хлором на начальной стадии взаимодействия 1/2 l2= l требуется 117 кдж, а для следующей стадии С1+Н2=НС1+С1 всего 25 кдж. Таким образом, энергия активации реакции, идущей по цепному механизму, 142 кдж, что заметно меньше энергии активации, необходимой для молекулярного механизма (209 кдж). [c.219]

На рис. 15.1 воспроизведена этикетка с бутыли химически чистой концентрированной соляной кислоты. Хотя эта этикетка на первый взгляд может показаться не заслуживающей внимания, на самом деле она содержит интересные и даже удивительные сведения. Но прежде всего рассмотрим некоторые свойства НС1. Это газообразное вещество получают в промышленности в результате контролируемой реакции водорода с хлором [c.69]

Таким способом определены энтальпии образования большого числа веществ, которые можно получить непосредственно из элементов. Так сжиганием навески графита в атмосфере О2 определяется энтальпия образования СО2 или сжиганием смеси Hg + О2 — энтальпия образования воды. Так определяется энтальпия образования НС1 проведением в калориметре уже неоднократно упоминавшейся реакции водорода с хлором. Однако чаще всего не удается прямым образом определить энтальпии образования сложных соединений, в частности большинства органических соединений. В ряде случаев сложности возникают и с довольно простыми соединениями. Так, трудно осуществить в калориметре реакцию образования СО, поскольку она будет сопровождаться окислением СО до СО 2- В подобных случаях подбирают подходящую вспомогательную реакцию, которую можно осуществить без осложнений в калориметре и в которой в качестве продукта или исходного вещества принимает участие исследуемое соединение. Реакция подбирается так, чтобы энтальпии образования остальных ее компонентов были известны. В этом случае измеряется стоящая слева в (14.4) величина АН и с помощью ее и известных величин А//д. AH j находится единственная неизвестная величина теплоты образования. [c.214]

Однако возможны другие случаи, когда известны количества обоих реагентов и заранее не очевидно, какой из них прореагирует полностью. Рассмотрим, например, описанную выше в примере 14 реакцию водорода с хлором [c.257]

Вторичные процессы, развивающиеся после первичного акта, приводят к участию в процессе иногда очень большое количество молекул. Так бывает, если в результате поглощения кванта начинается цепная реакция (например, водорода с хлором), когда на каждый поглощенный квант приходится много превращенных молекул. [c.288]

М. Боденштейн показал, что в реакции водорода с хлором квантовый выход на несколько порядков больше 1, и выдвинул идею цепных реакций, [c.344]

Элементарные химические реакции складываются из огромного числа элементарных актов химического превращения, каждый из которых можно рассматривать независимо от остальных элементарных актов, совершающихся в системе. Основными участниками элементарного акта являются частицы, претерпевающие химическое превращение. Рассмотрим реакцию водорода с хлором. Каждую встречу атома [c.265]

Тепловое воспламенение возможно, однако, и в системах, которые реагируют по цепному механизму. Так только тепловой взрыв может произойти в реакциях с неразветвленн1.ши цепями, например при реакции водорода с хлором или бромом. Как было указано выше (см. стр. 55), тепловой взрыв возможен и в цепных разветвленных реакциях на третьем пределе (например, окисление водорода). [c.60]

Вопрос этот разрешался на основании опытов Гей-Люссака. При реакции, например, водорода с хлором из одного объема водорода и одного объема хлора образуются два объема хлористого водорода. В зависимости от атомности молекул водорода и хлора реакция между ними должна изображаться одним из следующих уравнений [c.22]

Значительный интерес с точки зрения механизма реакции представляет взаимодействие водорода с хлором. В темноте водород и хлор при комнатной температуре не взаимодействуют, при слабом освещении скорость реакции незначительна. При сильном освещении реакция протекает мгновенно со взрывом. Изучение механизма данного процесса показало, что он состоит из последовательных элементарных реакций замещения. Под влиянием света молекула хлора расщепляется на два атома [c.160]

Хлороводород НС1 получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором [c.171]

Вторым характерным свойством цепных реакций является очень сильное тормозящее или ускоряющее действие крайне малых добавок, иногда ничтожных следов, некоторых химически активных веществ. Эффект торможения вызывается тем, что свободные радикалы, ведущие основную цепь, способны легко вступать в реакцию с молекулами добавки — легче, чем с молекулами исходного вещества, давая при этом малоактивные и неспособные к продолжению цепи радикалы. Действие добавки сводится, таким образом, к обрыву цепи. Примером может служить полное подавление реакции водорода с хлором следами N I3 вследствие взаимодействия [c.62]

Таким образом, суммарная энергия активации реакции водорода с хлором (нри принятии обрыва по реакции С1 С1-(-М lj [c.70]

Садовникова такой ускоряющий эффект поверхности превосходил угнетающее действие. В связи с этим следует отметить, что в настоящее время имеется уже много данных, свидетельствующих об инициирующей роли поверхности в ряде цепных процессов (реакция соединения водорода с хлором [37], хлорирование этилена [38], распад ряда хлорпроизводных углеводородов [39] и др.). [c.73]

Высокая токсичность хлора и возможность образования взрывоопасных смесей с водородом обусловливают особые требования техники безопасности при эксплуатации хлорных цехоз. Наиболее важными из них являются полная герметизация электролизеров и трубопроводов и обеспечение помещений хорошей вентиляцией. Для предупреждения образования смеси водорода с хлором в катодном пространстве должен поддерживаться более глубокий вакуум, чем в анодном. Уровень рассола в анодном пространстве должен быть не ниже верхнего края диафрагмы. [c.174]

Иногда реакция при -добавлении небольших количеств постороннего вещества сильно замедляется. Такое веществ носит яазваине ингибитора (т. е. замедлителя) данной реакции. Сами подобные явления иногда объединяют под названием отрицательного катализа , частным случаем которого является уже затронутый выше антиокислительный катализ ( 1 доп. 72). Другим примером может служить сильно замедляющее влияние следов кислорода на реакцию соединения водорода с хлором под действием света. [c.348]

Реакция хлора с водородом в темноте (в отличие от фтора) и при невысокой температуре протекает крайне медленно. Кнант света, попадающий в смесь водорода с хлором, вызывает диссоциацию молекулы хлора как наименее прочной частицы [c.196]

Хлор и его соединения — урок. Химия, 8–9 класс.

Хлор представляет собой ядовитый жёлто-зелёный газ с неприятным запахом. Он в $2,5$ раза тяжелее воздуха.

Хлор слабо растворяется в воде. При комнатной температуре в $1$ объёме воды растворяется $2,5$ объёма хлора. Образовавшийся раствор называется хлорной водой.

В химических реакциях хлор является окислителем.

Промышленный способ получения хлора — электролиз расплава или раствора хлорида натрия:

2NaCl=2Na+Cl2↑,

2NaCl+2h3O=2NaOH+Cl2↑+h3↑.

В лаборатории его получают реакцией соляной кислоты с оксидом марганца($IV$):

4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2↑+2h3O.

Хлороводород образуется при взаимодействии хлора с водородом:

h3+Cl2=t2HCl.

Его можно также получить при действии концентрированной серной кислоты на твёрдые хлориды:

h3SO4(к)+2NaCl=t2HCl↑+Na2SO4.

Химическая связь в молекуле хлороводорода — ковалентная полярная: Hδ+→Clδ−. Он представляет собой бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Хлороводород очень хорошо растворяется в воде: в $1$ объёме воды растворяется до $500$ объёмов хлороводорода.

Соляная кислота

Раствор хлороводорода в воде называется соляной, или хлороводородной, кислотой. Это бесцветная жидкость с запахом. Максимальное содержание в ней хлороводорода составляет $37$ %. Соляная кислота относится к сильным одноосновным кислотам с характерными для этих веществ свойствами.

Соляная кислота:

изменяет окраску индикаторов;
взаимодействует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

Fe+2HCl=h3+FeCl2;

взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

ZnO+2HCl=h3O+ZnCl2;

взаимодействует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

KOH+HCl=h3O+KCl;

взаимодействует с солями, если продуктом реакции являются газ, осадок или слабый электролит (с карбонатами, силикатами, сульфидами, растворимыми солями серебра и т. д.):

CaCO3+2HCl=CaCl2+h3O+CO2↑,

Na2S+2HCl=2NaCl+h3S↑,

AgNO3+HCl=HNO3+AgCl↓.

Большинство солей соляной кислоты хорошо растворяется в воде. К нерастворимым относится хлорид серебра. Он выпадает в виде белого творожистого осадка при взаимодействии раствора нитрата серебра с соляной кислотой или с растворами хлоридов. Эту реакцию используют как качественную реакцию на ионы хлора. Краткое ионное уравнение:

Ag++Cl−=AgCl↓.

Рис. $1$. Хлорид серебра

Источники:

Рис. 1. Хлорид серебра © ЯКласс

Характерные химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s¹. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Галоген	Физические свойства
F₂	Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом
Cl₂	Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом
Br₂	Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом
I₂	Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns²np⁵, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

Страница не найдена — Портал Продуктов Группы РСС

Сообщите нам свой адрес электронной почты, чтобы подписаться на рассылку новостного бюллетеня. Предоставление адреса электронной почты является добровольным, но, если Вы этого не сделаете, мы не сможем отправить Вам информационный бюллетень. Администратором Ваших персональных данных является Акционерное Общество PCC Rokita, находящееся в Бжег-Дольном (ул. Сенкевича 4, 56-120 Бжег-Дольный, Польша ). Вы можете связаться с нашим инспектором по защите личных данных по электронной почте: .

Мы обрабатываем Ваши данные для того, чтобы отправить Вам информационный бюллетень — основанием для обработки является реализация нашей законодательно обоснованной заинтересованности или законодательно обоснованная заинтересованность третьей стороны – непосредственный маркетинг наших продуктов / продуктов группы PCC .

Как правило, Ваши данные мы будем обрабатывать до окончания нашего с Вами общения или же до момента, пока Вы не выразите свои возражения, либо если правовые нормы будут обязывать нас продолжать обработку этих данных, либо мы будем сохранять их дольше в случае потенциальных претензий, до истечения срока их хранения, регулируемого законом, в частности Гражданским кодексом.

В любое время Вы имеете право:

выразить возражение против обработки Ваших данных;
иметь доступ к Вашим данным и востребовать их копии;
запросить исправление, ограничение обработки или удаление Ваших данных;
передать Ваши персональные данные, например другому администратору, за исключением тех случаев, если их обработка регулируется законом и находится в интересах администратора;
подать жалобу Президенту Управления по защите личных данных.

Получателями Ваших данных могут быть компании, которые поддерживают нас в общении с Вами и помогают нам в ведении веб-сайта, внешние консалтинговые компании (такие как юридические, маркетинговые и бухгалтерские) или внешние специалисты в области IT, включая компанию Группы PCC .

Больше о том, как мы обрабатываем Ваши данные Вы можете узнать из нашего Полиса конфиденциальности.

Окислительно-восстановительные реакции

Содержание:

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительная реакция. Все процессы неорганической химии можно разделить на 2 типа. А)действовать без изменения валентности реагирующего элемента и Б) действовать с изменением валентности. Первые примеры их включают различные случаи обмена атомов или неонов, уравнения которых обычно очень просты. 2-й тип включает реакции замещения(V§ 8) и во многих других случаях очень сложные химические реакции. processes.

To быстро и правильно сформулировав уравнения таких реакций, необходимо овладеть специально разработанной методикой. 2-й тип реакции называется окислительно-восстановительной реакцией, или короткой (хотя и не совсем точной) реакцией окисления. Первый * Мэддок А. Д.. Достижения в области химии. I960. NV 11.IJS*.Неффедов В. Д. нос вам. В. .. Т о р о 8 и М. А. Х и.1 К и В. А. успехи в химии. Л * 2.

Первоначально было понятно, что окисление означает только добавление кислорода к веществу и его удаление.
Людмила Фирмаль

Понятия «окисление» и «восстановление» можно существенно обобщить, учитывая, что кислород почти всегда притягивает к себе электроны от элементов, которые соединяются с it. As в результате, суть окисления заключается в потере электронов оксидом. Наоборот, когда восстановят!!!!Получите ранее возвращенное electrons. As в результате сущность восстановления заключается в n, который связан как электронами, так и восстановительными веществами.

Для дальнейшего вывода не имеет значения, полностью ли электрон переходит от 1 атома к другому (ионная связь) или более или менее расширен (полярная связь).Таким образом, этот раздел описывает возврат или присоединение электронов, независимо от фактического типа валентного электрона coupling. In в целом окислительно-восстановительные реакции можно определить как процессы, связанные с переходом электронов от одного атома к другому.

Рассмотрим ряд соединений хлора. Нет! C12 C120 C \ \ 207 В гидрохлорид, хлор-это отрицательно однокорпусное. В молекулах С12 заряд каждого атома равен нулю, так как ни один атом не притягивает больше электронов, чем другие. На С120 хлор снова одновалентен, но он уже стал агрессивным. С CI2O7 хлор имеет положительную 7-валентность.

Схематически все это можно представить следующим образом. — Я о + | +7 НС1 С12 C120 C1207 А Б В Г Д Электрохимическая валентность (состояние окисления) отдельных атомов, определяемая этим методом, может не совпадать с обычной (структурной) валентностью. Например, для молекул C1-C! Каждый атом хлора электрохимически неэффективен, но структурно он одновалентен.

Поэтому, чтобы избежать путаницы, рекомендуется говорить о значении атома, а не об электрохимической валентности, применительно к участникам окислительно-восстановительного процесса. Как только они установлены, они обычно двигаются вперед от зависимости+1 для водорода и −2 для кислорода.

Говоря о переходе хлора из состояния а в состояние G, можно сказать, что при переходе из B в G, 6 электронов, из B в G, 7 электронов, мы отказываемся от 8 электронов. И наоборот, при переходе от Г К В каждый атом хлора объединяет 6 электронов от Г до B, 7 электронов и 8 электронов от/ *до А.

Вещества, содержащие элементы, соединяющие электроны, называются окислителями. Вещество, содержащее электронодонорный элемент, является восстановителем. От 3 до 4 Чтобы сформулировать уравнения окислительно-восстановительных реакций, сначала нужно знать химическую формулу вводимых в них веществ и продуктов.

Конечно, первое мы знаем, но второе должно быть установлено либо специальными химическими исследованиями, либо на основе известных свойств элемента. Однако, поскольку окислительно-восстановительные процессы обычно происходят в водных растворах, часто невозможно непосредственно определить, участвует ли вода в реакции, и это становится очевидным только тогда, когда формулируется уравнение.

Самым простым примером окислительно-восстановительного процесса является реакция замещения. Рассматриваются следующие вопросы Насколько сложным является взаимодействие раствора хлорной кислоты с элементом фосфором? Изучение продуктов этой реакции показывает, что в результате взаимодействия h4PO4 и HCI являются formed. So … НСУе + р-h4po4 + HCI ( I）

Найти обвинения в изменении значимости элементов и переписывании съеденного и И И и над мной： Нсуз + П- * 33Х4 + НС! (Второй） Из уравнения (II) видно, что значение хлора уменьшилось с −5 до −1.A в результате NSSC является окислителем, и в процессе реакции 1 его молекула (точнее, хлор) связывает 6 электронов.

Значение фосфора, с другой стороны, увеличилось с 0 до+5.So, фосфор является восстановителем, каждый атом которого испускает 5 электронов. Заметим, что под соответствующим веществом мы получаем： HCIO3 + P-h4PO4 + HCI (III） Тсс. Но все молекулы обоих веществ, участвующих в реакции, и полученные молекулы электрически нейтральны.

Поэтому общее число электронов, выделяемых в ходе реакции восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединенных окислителем. Отсюда мы находим главный коэффициент уравнения-коэффициент окислителей и восстановителей： 5NSSU3 + 6Р — * Н3РО4 + ТХП(ИЖ） [б] | _5 |

Теперь проверьте количество атомов в каждом элементе обеих частей уравнения и поместите соответствующий коэффициент(рекомендуется начинать проверку с элементов, которые меняют свою значимость во время реакции. Водород и особенно кислород, если они не включены в уравнение как простое вещество, обычно должны быть проверены в конце).

Используя коэффициент, уравнивающий число атомов C1 и P в обеих частях, получим следующую формулу: 5NSSYuz + 6P — * 6h4RO4 + 5HCI(V） Если вы проверите водород, вы увидите, что на правой стороне больше водорода, чем на левой. Так как свободный водород не был введен в систему, это означает, что вода участвует в реакции.

Так, в конце это будет выглядеть так: 5 HCIO3 + 6P + 911. As04 + h3SO < + NO 2.2 + 8.3 jTj 1（ ИЖ.

Найти основной коэффициент, то есть коэффициент окислителя, и восстановить гель： 3As2S3-f 28HNO3 — > HvAs04 + h3S04 + NO я-2 * — я-ГЗТ V. Проверьте атомный номер каждого элемента исходного материала и продукта реакции (пока нет водорода и кислорода), установите коэффициент и уравняйте его. 3As2S3 + 281INQ3-6113AsOj + 9h3SO4 + 28NO VI.

Проверьте водород и узнайте количество молекул воды, участвующих в реакции：、 3As, S3 + 28HN03 + 4h30 = 6113As04 + 9h3S04 + 28NO VII. Проверьте кислород и убедитесь, что уравнение настроено правильно. Излишне говорить, что нет необходимости переписывать реакцию несколько раз, и все вышеперечисленные операции выполняются последовательно с использованием одного и того же уравнения(с определенным навыком в виду).

Признаком правильности размещенных коэффициентов является то, что число атомов в каждом элементе по обе стороны уравнения равно. Приведенная выше методика составления уравнения окислительно-восстановительной реакции может быть применена непосредственно к большинству реально встречающихся процессов.

Однако в особых случаях это следует уточнить еще больше. Наиболее важные из этих случаев будут описаны ниже. А) если имеется общий большой делитель между числом электронов, отданных восстановителем, и числом электронов, присоединенных окислителем, то при нахождении основных коэффициентов оба числа делятся на него.

Например, реакция НСУ3 + h3S-НС1-t-h3s04 Тсс. Основными коэффициентами являются не 8 и 6, а 4 и 3.Если же, наоборот, число электронов, участвующих в реакции, нечетное, и в результате получаются различные атомы четных чисел, то основной коэффициент равен 2 times. So, для реакции FeS044-HN03 + h3S04 — * Fe2 (S04)3 + NO Hm GzT Основными коэффициентами являются не 3 и I, а 6 и 2.Окончательно、 6Fe SO4 + 2HN03 + 3112 S04 = 3Fe4S04) j + 2NO + 4h3Q Б. окисляющего или восстанавливающего агента тоже потребляемого продукта.

Например, если мы обсудим из предыдущего примера, во время реакции (в зависимости от стадии I-IV уже выполненной） +2 +5 +5 +3 +5 +2 3Fe(с бортовым номером 03)2 + HN03 — * Фе(с бортовым номером 03) 3 + ч0 ГП | 3 | На каждые 3 молекулы восстановителя-Фе(с бортовым номером 03) молекулы 2-1 агента-HN03-окислительные должны быть использованы.

Однако если сравнить левое и правое вещества формулы, то можно увидеть, что при переходе от Fe (N03h) к Fe (N03) 3 и каждой молекуле восстановителя 1 молекула HN03 должна быть потрачена на дополнительное связывание железа. Поэтому, азотная кислота вообще необходима.1 молекула на окисление плюс 3 молекулы на связь, то есть только 4 молекулы.

Уравнение принимает вид: 3Fe (N03) 2 + HN03 + 3HN03 — * Fe (NOj) 3 + NO ИА Окса-Саяэ-Ленке автобус Наконец(после стадии V и VI）： Существуют аналогичные примеры восстановителей в реакции 3Fe (N ’ 03) 2 + 4HN03 = 3Fe (N03) 3 + NO + 2h30 KgMpOTs + 4NO — * Ks1 + Mps!2 + С12 Тсс. Здесь мы находим, что в дополнение к 4 молекулам HCI, которые реагируют в качестве восстановителя, необходимы еще 4 молекулы для связывания 2K ’и Mn. K2Mp04 +4НС1 + 4HCI — * КС1 + mnci2 +С12 sma noah восстанавливается.

И напоследок： K2Mp04 + 8NS1 = 2KS1 + MpS12 + 2S12 + 4N20 В) оба элемента-и донор, и присоединенный электрон — находятся в одной и той же молекуле n. Это включает разложение веществ и одновременное превращение их в соединения одного и того же элемента более высокого и более низкого значения (так называемые инвариантные реакции).

Простейшим примером дисмутаинина (в других случаях диспропорционирования) является взаимодействие хлора с водой. С12 + Н20 = НС1 +нос! 。 D) окислитель (или восстановитель) представляет собой пероксидное соединение. Такие соединения обычно являются производными перекиси водорода и ведут себя аналогично последнему(IV§ 5).

Чтобы найти главный коэффициент, такой процесс рассматривается как бы идущий справа налево.
Людмила Фирмаль

В молекулах H_O_O_HMOLECULES связь между атомами кислорода неполярна, поэтому значение каждого из них равно −1. Вследствие окислительного разложения h302 значение кислорода становится равным −2, а при уменьшении его до zero. So, в самом деле, в другом случае перекисная группа-О-О-соответствует 2 электронам. Ю-Б-В-Некрасов В заключение необходимо кратко описать зависимость окислительно-восстановительного процесса от реакции среды.

Чаще всего тот или иной окислитель или восстановитель существует только в определенной среде (кислой или щелочной).Сам процесс протекает более или менее активно в зависимости от его кислотности(щелочности).Влияние природы среды настолько велико, что возможны изменения в направлении процесса. Например, взаимодействие по схеме Я-щелочь. — год 312 + 3ч, 0 = = Неве + 5×1 х— В кислой среде В щелочной среде двигайтесь вправо, а в кислой среде-влево.

На самом деле, серная кислота чаще всего используется для создания кислой среды в растворах(первый может окисляться, а второй сам является окислителем, поэтому HCl и HNO3 используются не очень много. Поэтому побочные реакции могут возникать в обоих случаях).Как правило, вы используете NaOH или KOH для создания щелочной среды. Вещество, из которого создается та или иная среда, не всегда входит в конечное уравнение реакции.

Например, рассмотрим следующий случай окисления KMp04 в щелочной среде: Я так * 4-KMn04 + Кох-K2SO4 4-Mn02 второй с 4-KMn04 4-ко-K2S04-fMn02 в III Н2Ѕ + KMn04-Ф ко-K2S04 + Mn02 Если найти основные коэффициенты и уравнять число атомов, изменяющих свою значимость в процессе реакции, то получим: 3S02-f 2KMn04 + K0N — * 2K2S04-f 2MnOg S + 2KMn04 4-KOH — * K2S04 2Mn02 3h3S2 + 8KMn04 + KON — ► 3K2S04 + 8Mn02 Теперь осталось только начать проверку количества атомов вещества, которое создает определенную среду (пока без водорода и кислорода).

Если уравнять число атомов калия： 3S02 + 2KMp04 + 4KOR — ► 3K2S04 + 2Mn02 S-f-2KMp04 — * K2S04 4-2Mn02 3h3S4-8KMn04 — * 3K2S4 4-8Mn02 4-2KON Наконец, после выравнивания водорода и кислорода、 Поэтому щелочь или кислота, вводимые в систему для создания специфической среды, ведут себя подобно воде: она может расходоваться во время реакции(случай I), не участвовать(случай II) или за счет нее (случай III).17-19. Добавь ！Интересно, что если заменить электронного слона слоном-флогистоном в определении тела, то теория флогистона автоматически выражается(i§ 1).

Последнее, таким образом, обеспечило интерпретацию более общего (хотя и формального) окислительно-восстановительного процесса, чем кислотная теория лабоажа, которая заменяет it. It именно это широкое толкование определило успех теории флогистона, несмотря на неоднозначную природу самого флогистона.

2) отчетливо проявляется значительная (окисленное состояние) несогласованность валентностей и структурных валентностей, особенно в тренде хлорирования метана: все они предполагают, что валентность углерода ω равна 4 и, в силу своей значимости, значения водорода и хлора равны+1 n-1 соответственно.、 −4 −2 о +4 CH * Ch4Cl CHtCU CHClj CCl4 Аналогично, присвоение значения+1 водороду и значения −3 водороду дает+2 углерода (из-за электрической нейтральности молекулы).

3) простейшей окислительно-восстановительной системой является электролитическая установка (рис. VI1-20), в которой катод всегда обеспечивает электронами свои ионы. То есть он действует как восстановитель, и анод всегда удаляет из них ионы. То есть он действует как окислитель. Обратите внимание, что электролиз является самым мощным и универсальным из всех доступных окислительно-восстановительных химий.

4) при использовании окислителя и восстановителя удобно использовать нормальную концентрацию. Нормальный раствор окислителя или восстановителя означает раствор, содержащий 1 грамм молекулы, что соответствует 1 грамму нормального окислительного веса 1 литра («эквивалент окисления»), то есть 1 электрону, который дается или присоединяется к каждой молекуле.

Например, при использовании НСУз в качестве окислителя он восстанавливается до нс1 в ходе реакции, а величина хлора изменяется от + 5 до-I. То есть 1 из его атомов (и в результате 1 молекула nssc) связывает 6 электронов. Поэтому обычный раствор ГСК, как окислитель, содержит молекулу 1 л/грамм (и 1 г молекулы в виде кислоты).Все характеристики концентрации остаются прежними.

Аналогично обычному раствору кислот и оснований (v§ 5). 5) Следует подчеркнуть, что значения, приписываемые атомам соединений, по существу условны и никогда не соответствуют действительным эффективным зарядам этих атомов (III $ G).4).Такая плата нам практически неизвестна, и пока могут быть только более или менее достоверные оценки.

Однако характер внутримолекулярного распределения значений не влияет на коэффициенты окислительно-восстановительного процесса equation. So для реакции горения кислорода 4hcn 4-50 1icn 2НгО-f4coa + + 2nj рассчитываются основные коэффициенты 4 и 5 для каждой молекулы HCN, независимо от того, принимает ли она вышеуказанное (дополнительное 2) значение или другое (например, нулевое) value.

It само собой разумеется, что для распределения значений необходимо обеспечить электрическую нейтральность каждой молекулы. Что касается вопроса о фактическом протекании окислительно-восстановительных реакций в растворе, то существует монография. •

6) в редких случаях выбор коэффициента удобно начинать с атомов элементов, которые не меняют своей значимости. Например, светящаяся нодата * Поворот и т. к. механизм окислительно-восстановительного процесса reaction. In английский. А. И. Бутч. М.«Мир», 1963.233 С. Генератор Катод Восто N08LSNTSV Потеря материала для получения электронов Рисунок VI1-20.

Схемы электролитического окисления и восстановления. ♦5-2 + 7-2 О О Плохая ОЖ), — ► Ba5(я о +12 + 02 Если уравнять число непропорциональных атомов, то 5Ba(10 3) 2- * — Ba 5 (10 4) 2.Затем, принимая во внимание количество атомов йода и кислорода, мы, наконец, получаем следующее:5Ва (юе) s=Ва5 (Ю4)2 — ±4l2 + 902. Рекомендуется разделить сложный процесс на более простые.

Например, нитрат кобальта разлагается при нагревании по схеме ♦2 +5 −2 +3 −2 +4 −2 O Колорадо (Ной) а — * Co203 + с n02 + 02 То есть при восстановлении азота окисляются как кобальт, так и часть кислорода. Если вы ограничитесь кобальтом, то получите 2Co (N03) 2- * Coa03 + 4NO. Затем проверьте кислород. 2пк (с бортовым номером 03) 2- «- Co203-Ф 4Н ’ 02 + 0 найдено:4Co(с бортовым номером 03)* =. =2Со203 + 8n02 + о,. 7) поскольку полярность связей органических соединений мала, трудно определить, какие атомы KZ в молекуле положительно поляризованы, а какие-отрицательно.

Поэтому при составлении уравнения окисления органических соединений удобнее найти главный коэффициент, не считая непосредственно количества электронов, а предварительно определив количество атомов кислорода, необходимое для превращения первой молекулы в реакцию product. At в это время легко найти основные коэффициенты уравнения, так как мы знаем, что каждый атом кислорода, вступивший в окисление, соответствует переходу 2 электронов. Образцы.

При окислении этилового спирта (C * H $ OH) до уксусной кислоты (Ch4COOH) в исходную молекулу вводится дополнительный атом кислорода, а из исходной молекулы удаляются еще 2 атома водорода. molecule. So, каждая молекула этанола потребляет 2 атома кислорода, что соответствует высвобождению 4 электронов. Это, по уравнению основной фактор вы найдете: ЗСаН3ОН+ +4КМпО«=ЗСнеСООК+4МпО,+КАН+4Н, 0

Пример 2.Благодаря действию KMp04 в кислой среде глюкоза полностью окисляется по схеме «С|Н / 20в-» — bC02+ bN20.Если мы подсчитаем количество атомов кислорода в глюкозе и продуктах ее окисления, то увидим, что на каждую молекулу глюкозы приходится 12 атомов кислорода. Это соответствует возврату 24 электронов, и в связи с этим мы находим основные коэффициенты уравнения: 5С «Н» 20в-f-24кмп04 36h3s04■»=. 12K * S04 + 24MnS04 + ZOSO,+ 66N20.

8) инверсия dnsmutation-это процесс, целью которого является выравнивание значений атомов в 1 к одному и тому же элементу(его реакция t a-qin).примером может служить пиролиз азота и аммиака. с + с Nh5N02-2h30 + N、 9) так как вещество слева от приведенного в тексте уравнения почти Несвязано, а правая сторона, наоборот, сильно диссоциирована, то реакция формы войны такова: 3l2 +ЗНаО6Н ’+ Ioj-F 51’. О * действует как наполнитель, а во втором-как восстановитель.

11) соотношение между понятием со-восстановителя и со-восстановителя может быть выражено в схеме окислитель+электрон * * восстановитель. Например, в системе I7-f 2e 7 ″»»» IV свободный йод является окислителем, а V-ионы-восстановителем. Такая система подобна стандарту, с помощью которого устанавливается электродный потенциал металла (V§ 8 доп. 3).

12) в растворе, содержащем равные активные звенья окислителя и восстановителя (v§ 5-26), опускают платиновую пластину, если такой электрод совмещен с водородным электродом(рис. V-34), обычный окислительно-восстановительный потенциал(£ 0) этой системы. Эта возможность (в связи с тем, что были установлены другие методы) характеризует тенденцию некоторых окислителей связывать электроны или восстановителей к отдаче, по сравнению с водородом в стандартных условиях.

Если есть положительные признаки потенциала, то система преимущественно окислительная, а если есть отрицательные признаки, то она в основном восстановительная. Например, стандартный потенциал системы F,+ 2e = 2F-к Na + 2e = 2H-равен+2,87 и-2,25 е соответственно, и таким образом тенденция окисления молекул Ft значительна. И в случае не-н-редукции. Поскольку обе эти реакции протекают без участия ионов воды, их потенциал не зависит от рН среды.

Однако в большинстве случаев такая связь существует. Например, потенциал водородного электрода, соответствующий реакции 2Н — f2e*Н2 при рН = 0, равен 0,00 в(по определению), а в общем виде о Ian = » −0,06 рН, или −0,0. при рН = 7, при 42 в, РН = 14-0, 84 в (рис. V-35). в таких случаях для рассматриваемой системы часто задаются 2 значения потенциала: кислотный (рН = 0) и щелочной (рН =

14).Например, тенденция окисления различных активных форм кислорода характеризуется следующими данными: Окислитель Oz HjOj 02 «Я в кислой среде+2.42 + 2.07 +1.77 +1.23 Возможность[ I * щелочная среда+1.59 +1.24 +0.88 +0.40 Из этих династий видно, что наиболее ясная теория окисления выражается в атомах кислорода.О < ри > с (Пи — 4-Б Д 10 изъ рН Да. Рисунок VI1-

21.Стабильность восстановителей и окислителей в окружающей среде. Это удобно представлять schematically. At при этом, как и в первом приближении, можно отвлечь внимание от некоторых веществ (обычно кислородных соединений), которые используются при установлении потенциалов.

Например, в случае галогенов такая примерная схема * теории приведена ниже(на рисунке выше показана кислотная среда, а на рисунке ниже показана щелочность). Диастность G-I 0 +1 +3 +4 +5 +7 ДИ ДЖЕЙ +1.36 {+1.63 ！ + 1.36! +0.40! БР:+1.09! +1.59. 1 j+ 149 * +0.45 * | Я! +0.54 я +1.45 Джей _ я + У. 54 +0.45 \ * + 1.15 Дж +1.19 +0.30:+0.36 。 } +1.76 + 1.27 Дж + 1.16 я + 1.49 | + 0.54 я Я + 1.H I 1 +0.14 я + 1.04 +0.С6 Нормальный потенциал + 1.6 +0.6

Потенциал перехода, который не указан в такой схеме, часто может быть рассчитан на основе представленных данных. Например, для переходов flCIO » — » Cli в кислой среде、（+ 1.15 + 1.27+ 1.64-2 + 1.- N {Овосст. Г Здесь хна-это коэффициент окислителей и восстановителей, а an-количество электронов, переданных в основном процессе.

(Окси) * (а occr. Если он равен a) V, то фактический потенциал (£) может существенно отличаться от нормального (£<>).Особенно отчетливо такой сдвиг потенциала (обычно в отрицательную сторону) проявляется, когда 1 из форм так или иначе связан. Например, нормальным потенциалом системы является Ag + e-Ag + 0.80 E.

С другой стороны, плохо растворимые AgCI(PR 1•10-10), AgBr(PR-3•I0-w) или Agl(PR = s 4• Yu -«) уменьшаются до+0.22 в,+ 0.07 В и-0.15 е соответственно. Последняя цифра показывает, что серебро может вытеснять водород из раствора HI. 16) не менее важным является тот факт, что возможные процессы в отношении потенциальных значений всегда протекают с поразительной скоростью.

Например, шо окисляет HI уже в слабокислой среде(рН <7), но вероятный окислительный эффект НСО начинает проявляться только в сильно кислой среде (рН <1).Другой пример: в щелочной среде Ион ОС1 является одним из самых мощных окислителей 1, но Ион Су с высоким потенциалом фактически ничего не окисляет.

Поэтому окислительный и восстановительный потенциалы позволяют установить только основные возможности (при правильном использовании). И + г♦С + с + С Диаграмма VII-22.Схема окисления галогенидов связана. Спонтанное течение рассматриваемого процесса. Таким образом, фактические окислительно-восстановительные свойства вещества могут существенно отличаться от тех, которые задаются потенциальным значением теоретического значения.

Например, в водных растворах I * легко окисляет HaS, SOj и др., но NSCH <s nnm не реагирует. Результат. В этих условиях свободный йод является более сильным (точнее, более энергичным) окислителем, чем хлорная кислота. Обратная задача-возможность и установление других процессов НЛ при определенных условиях, естественно протекающих-может быть полностью решена с помощью окислительно-восстановительных потенциалов.

Это связано с практически самым важным илом. Имеются монографические сообщения об окислительно-восстановительном потенциале неорганических соединений. * 17) изменение температуры обычно влияет только на скорость окислительно-восстановительных процессов в растворе, но не изменяет его direction. An интересным исключением является взаимодействие теллура и щелочи: 3Te-6KOH-2KjTe-f KjTeOj + 3HjO.

При нагревании эта реакция протекает слева направо. Во время охлаждения-справа налево. 18) хорошим примером окислительно-восстановительного процесса, протекающего под действием Счетного (ультрафиолетового) излучения, является реакция по схеме: Fe » 4- Fe «» + Hg. In темные, очень медленно протекающие обратные реакции могут быть использованы для генерации тока (напряжение до 0,1 в).Поэтому рассматриваемая система в целом может играть роль фотоаккумулятора.

Коэффициент полезного действия незначителен, поэтому он практически не подходит для этой цели. Однако не исключена возможность нахождения и других технологически продвинутых процессов такого типа. 19) несколько отличается от приведенных выше случаев. Реакция сопряженного окисления. сущность КХ заключается в том, что некоторые окислительные процессы протекают только при одновременном развитии других аналогичных процессов с 1 общим участником (то есть актором), который является либо окислителем, либо восстановителем.

Вещество, реагирующее непосредственно с действующим лицом, называется индуктором, а вещество, реагирующее только в присутствии индуктора, называется акцептором. Например, HBrO *(действующее лицо в данном случае) непосредственно окисляет h3SO3, а h4ASO3-нет. Однако в смесях этих восстановителей он окисляется до h4aso3 (акцептор) с броматной кислотой и h3S03 (индуктор). Теория реакции сопряженного окисления начинается с того, что химические взаимодействия обычно не являются прямыми, а протекают по всему уравнению реакции, но через ряд промежуточных стадий (элементных процессов).

Например, уравнение HBrOj-Ф 3Н, С03 «3Н, поэтому» + Тгг Отражает результат реакции, но ничего не говорит о ее прогрессировании. Очевидно. Взаимодействие молекулы HBrO3 с 3 молекулами K3SO3 нельзя ожидать сразу, и развитие на этой стадии более вероятно： HBrOj-f h3SO, — H, SO «+ Hbroa, HBrOa-f HJSO J = h3S04 + HOBr NEWr + HjSOJ = » h3S04 + HBg

Если актер не может непосредственно реагировать с акцептором (HaAs03) в исходном состоянии (HBrO3), то такая реакция может быть возможна в промежуточном состоянии (HBrO3, NOVr).Это связано с наличием сопряженных реакций окисления. Они встречаются в химии гораздо чаще, чем кажется на первый взгляд. * V. защелка: состояние окисления элементов и их потенциал в воде и воде. АЙГЛ. ред. К. В. Астахова. М.. Мадатмилкт. Первый ИА. 39б с

Смотрите также:

Предмет химия

Хлор

Хлор
Атомный номер	17
Внешний вид простого вещества	Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит.
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	35,4527 а.е.м.(г/моль)
Радиус атома	100 пм
Энергия ионизации (первый электрон)	1254.9(13.01) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s² 3p⁵
Химические свойства
Ковалентный радиус	99 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность (по Полингу)	3.16
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность	(при −33.6 °C)1,56 г/см³
Молярная теплоёмкость	21.838 Дж/(K·моль)
Теплопроводность	0.009 Вт/(м·K)
Температура плавления	172.2 K
Теплота плавления	6.41 кДж/моль
Температура кипения	238.6 K
Теплота испарения	20.41 кДж/моль
Молярный объём	18.7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Отношение c/a	—
Температура Дебая	n/a K

CI	17
35,4527
[Ne]3s²3p⁵
Хлор

Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

Схема атома хлора

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора ³⁵Cl и ³⁷Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂ · 6h3O, карналлита KCl · MgCl₂ · 6Н₂O, каинита KCl · MgSO₄ · 3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Изотопный состав

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.

Изотоп	Относительная масса, а.е.м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин
³⁵Cl	34.968852721	Стабилен	—	3/2
³⁶Cl	35.9683069	301000 лет	β-распад в ³⁶Ar	0
³⁷Cl	36.96590262	Стабилен	—	3/2
³⁸Cl	37.9680106	37,2 минуты	β-распад в ³⁸Ar	2
³⁹Cl	38.968009	55,6 минуты	β-распад в ³⁹Ar	3/2
⁴⁰Cl	39.97042	1,38 минуты	β-распад в ⁴⁰Ar	2
⁴¹Cl	40.9707	34 c	β-распад в ⁴¹Ar
⁴²Cl	41.9732	46,8 c	β-распад в ⁴²Ar
⁴³Cl	42.9742	3,3 c	β-распад в ⁴³Ar

Физические и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Некоторые физические свойства хлора

Свойство	Значение
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−101 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400°С
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Сродство к электрону атома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления	6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения	20,41 (кДж/моль)

При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P4₂/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.

Растворимость

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
Вода (0 °C)	1,48
Вода (20 °C)	0,96
Вода (25 °C)	0,65
Вода (40 °C)	0,46
Вода (60 °C)	0,38
Вода (80 °C)	0,22
Тетрахлорметан (0 °C)	31,4
Тетрахлорметан (19 °C)	17,61
Тетрахлорметан (40 °C)	11
Хлороформ	Хорошо растворим
TiCl₄, SiCl₄, SnCl₄	Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl₂ → 2Cl. При 1000 К равна 2,07*10^-4%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

В реестре CAS — номер 7782-50-5.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10²² раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p⁶ 3S² 3p⁵, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO₂ и Cl₂O₆. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl₂ + 2Na → 2NaCl

3Cl₂ + 2Sb → 2SbCl₃

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl₂ + 3F₂ (изб.) → 2ClF₃

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl₂ + H₂S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl₃ или FeCl₃):

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Хлор способы получения хлора

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O₂ → 2H₂O + 2Cl₂

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H₂О → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Анод: 2Cl^— — 2е^— → Cl₂⁰↑

Катод: 2H₂O + 2e^— → H₂↑ + 2OH^—

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H₂O → 1,00 Cl₂↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H₂↑

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твердым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твердым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.

Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.

Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.

Использовался как боевое отравляющее вещество, а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.

Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные трубы.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.

В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль хлора

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na⁺/K⁺ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO₃^— (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Дополнительная информация

Производство хлора в России

Хлорид золота

Хлорная вода

Хлорная известь

Хлорид первого основания Рейзе

Хлорид второго основания Рейзе

Соединения хлора

Гипохлориты

Перхлораты

Хлорангидриды

Хлораты

Хлориды

Хлорорганические соединения

Анализ хлора, выявление хлора — анализируется

— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.

Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор

Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора

оксид

раствор

кислоты

соединения

свойства

определение

диоксид

атом

формула

масса

активный

жидкий

вещество

применение

действие

степень окисления

соли

гидроксид

Водород и хлор — светочувствительная, свободнорадикальная реакция | Выставка химия

, октябрь 2017 г .: Мы недавно проверили безопасность наших демонстрационных статей, что выявило опасения по поводу пригодности этой демонстрации. По этой причине мы удалили процедуру и список комплектов из этой статьи и не рекомендуем проводить эту демонстрацию в школах

Традиционные методы этой демонстрации часто основаны на получении ультрафиолетового излучения путем сжигания магниевой ленты для инициирования реакции.Реакционная смесь находится в закрытой пробкой трубке для кипячения, а горящая магниевая лента болтается поблизости. Возникший взрыв выбрасывает пробку из кипящей трубы со значительной скоростью. Я использовал этот метод раньше, но редко был доволен результатом. Поэтому я был рад найти метод, который включает использование тонкостенной стеклянной колбы, наполненной газами и выброшенной из открытого окна, чтобы солнечный свет инициировал реакцию. В этом методе стеклянная колба заменяется полиэтиленовым пакетом для пищевых продуктов.

Учебные цели

На 12-м курсе изучаются свободнорадикальные реакции, включая реакции свободнорадикального замещения галогенов алканами, а также роль CFC в каталитическом разложении озона.

Хлор поглощает ультрафиолетовый свет, энергия которого эквивалентна примерно 400 кДж моль ^-1. Это больше, чем прочность связи Cl – Cl (242 кДж моль ^-1) в молекуле хлора, которая, следовательно, расщепляется на два свободных радикала хлора с одним неспаренным электроном в каждом:

Класс ₂ → 2Cl ^•

После этой стадии инициирования каждый хлор радикал может реагировать при столкновении с молекулой водорода, отрывая атом водорода с образованием хлороводорода и водородного радикала:

Cl ^• + H ₂ → HCl + H ^•

Водородный радикал может затем реагировать с молекулой хлора с образованием другого хлорного радикала:

H ^• + Cl ₂ → HCl + Cl ^•

Эти две стадии распространения вызывают цепную реакцию, которая завершается при объединении двух радикалов:

H ^• + Cl ^• → HCl

Вероятность каждой из четырех стадий цепной реакции основана на относительных концентрациях вовлеченных веществ.Вероятность завершения стадии маловероятна из-за гораздо более высоких концентраций H ₂ и Cl ₂. Следовательно, цепная реакция должна распространяться через огромное количество молекул H ₂ и Cl ₂, прежде чем она прекратится.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно.Ниже приведены наиболее частые причины:

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки вашего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.
Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г.,
браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.
Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу.Чтобы предоставить доступ без файлов cookie
потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в cookie-файлах может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.Например, сайт
не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к
остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Факты о хлоре

Техническая информация

Копия фактов о хлоре (техническая информация) доступна в формате Adobe Portable Document Format (PDF, 63 КБ, 3pg.)

Примечание для читателя: Этот информационный бюллетень предназначен для обеспечения общей осведомленности и просвещения по конкретному химическому веществу.Для получения информации о готовности и реагировании (например, для служб быстрого реагирования и персонала скорой медицинской помощи), пожалуйста, обратитесь к следующим ресурсам Департамента:

Что такое хлор?

Хлор (Cl ₂) входит в десятку химикатов с наибольшим объемом производства в Соединенных Штатах. Его производят в промышленных масштабах путем электролиза рассола хлористого натрия. Хлор используется в промышленности и в бытовых чистящих средствах. Хлор также был первым отравляющим газом, который использовался в качестве оружия во время Первой мировой войны.

Некоторые химические / физические свойства хлора включают:

Хлор — желто-зеленый газ при комнатной температуре.
Хлор имеет резкий раздражающий запах, похожий на запах отбеливателя, который обнаруживается при низких концентрациях.
Плотность газообразного хлора примерно в 2,5 раза больше, чем у воздуха, что заставляет его первоначально оставаться у земли в областях с небольшим движением воздуха.
Хлор не горюч, но может вступать во взрывоопасную реакцию или образовывать взрывоопасные соединения со многими обычными веществами (включая ацетилен, эфир, скипидар, аммиак, природный газ, водород и мелкодисперсные металлы).
Хлор слабо растворим в воде и реагирует с влагой с образованием хлорноватистой кислоты (HClO) и соляной кислоты (HCl).
Хлор обычно находится под давлением и охлаждается для хранения и транспортировки в виде жидкости янтарного цвета.

Как используется хлор?

Хлор имеет множество применений. Он используется для дезинфекции воды и является частью процесса очистки сточных вод и промышленных отходов. При производстве бумаги и ткани хлор используется в качестве отбеливателя.Он также используется в чистящих средствах, в том числе в бытовом отбеливателе, который представляет собой растворенный в воде хлор. Хлор используется для получения хлоридов, хлорированных растворителей, пестицидов, полимеров, синтетических каучуков и хладагентов.

Как люди могут подвергаться воздействию хлора?

Учитывая повсеместное распространение и объем хлора в промышленных и коммерческих зонах, широкое воздействие может произойти в результате случайного разлива или выброса, или в результате преднамеренного террористического нападения.

Поскольку хлор представляет собой газ при комнатной температуре, его воздействие происходит при вдыхании.Люди также могут подвергаться воздействию хлора через кожу или глаза, а также при приеме пищи или воды, загрязненных хлором.

Каков механизм действия хлора?

Воздействие хлора на здоровье в первую очередь связано с его коррозионными свойствами. Сильное окислительное действие хлора заставляет водород отделяться от воды во влажных тканях, что приводит к выделению возникающего кислорода и хлористого водорода, которые вызывают коррозионное повреждение тканей. Окисление хлора может также привести к образованию хлорноватистой кислоты, которая проникает в клетки и реагирует с цитоплазматическими белками, разрушая структуру клетки.

Каковы непосредственные последствия воздействия хлора на здоровье?

Последствия для здоровья в результате воздействия хлора в большинстве случаев начинаются в течение нескольких секунд или минут. Тяжесть признаков и симптомов, вызванных хлором, будет зависеть от количества, пути и продолжительности воздействия.

Вдыхание: Большинство воздействий хлора происходит при вдыхании. Воздействие хлора в воздухе на низком уровне вызывает раздражение глаз / кожи / дыхательных путей, боль в горле и кашель. Запах хлора обеспечивает адекватное раннее предупреждение о его присутствии, но также вызывает обонятельную усталость или адаптацию, снижая осведомленность о длительном воздействии низких концентраций.При более высоких уровнях воздействия признаки и симптомы могут прогрессировать до стеснения в груди, хрипов, одышки и бронхоспазма. Сильное воздействие может привести к некардиогенному отеку легких, который может длиться несколько часов.

Проглатывание: Поскольку хлор является газом при комнатной температуре, маловероятно, что его серьезное воздействие произойдет в результате проглатывания. Однако прием внутрь растворенного в воде хлора (например, гипохлорита натрия или бытового отбеливателя) вызовет коррозионное повреждение тканей желудочно-кишечного тракта.

Контакт с глазами / кожей: Воздействие газообразного хлора на низком уровне вызывает раздражение глаз и кожи. Более высокое воздействие может привести к серьезным химическим ожогам или изъязвлениям. Воздействие сжатого жидкого хлора может вызвать обморожение кожи и глаз.

Дети могут получить большую дозу, чем взрослые, находящиеся в среде с такими же уровнями газообразного хлора, потому что у них большее соотношение площади поверхности легких к массе тела и повышенное отношение минутных объемов к массе.Кроме того, они могут подвергаться воздействию более высоких уровней, чем взрослые в том же месте, из-за их меньшего роста и более высоких уровней газообразного хлора, который может быть обнаружен ближе к земле.

Как лечится отравление хлором?

Противоядия от отравления хлором не существует. При контакте с жидким хлором важно немедленно обеззаразить кожу и глаза обильным количеством воды. Это следует делать с осторожностью для пациентов, чье облучение привело к обморожению.Химические ожоги в результате воздействия хлора следует рассматривать как термические ожоги.

При ингаляционном отравлении хлором проводится поддерживающая терапия и может включать введение увлажненного кислорода, бронходилататоров и обеспечение проходимости дыхательных путей. Отек легких может быть отсроченным, поэтому пациенты должны находиться под наблюдением до 24 часов после тяжелых ингаляционных воздействий. Важно поддерживать вентиляцию и оксигенацию, контролировать газы артериальной крови и / или пульсоксиметрию и рассматривать положительное давление в дыхательных путях как вариант лечения.Большинство людей выздоравливают после воздействия газообразного хлора.

Помогут ли лабораторные тесты в принятии решения о лечении, если кто-то подвергся воздействию хлора?

Диагноз отравления хлором будет в первую очередь основываться на клиническом обследовании и анамнезе пациента, а не на лабораторных исследованиях. Хотя лабораторные исследования воздействия хлора не помогают при принятии решения о лечении, рутинные исследования по мониторингу показателей крови, уровня глюкозы и электролитов могут быть полезны для оценки осложнений.

Как я могу получить дополнительную информацию о хлоре?

Позвоните по следующим номерам или посетите веб-сайты, указанные в разделе «Источники».

Горячая линия общественного реагирования центров по контролю и профилактике заболеваний (1-888-246-2675)
Агентство регистрации токсичных веществ и заболеваний (1-888-422-8737)
Региональный токсикологический центр (1-800-222-1222)

Источники:

Агентство регистрации токсичных веществ и заболеваний. 2002. ToxFAQs по хлору.Отдел токсикологии Министерства здравоохранения и социальных служб США. Служба общественного здравоохранения: Атланта, Джорджия.
http://www.atsdr.cdc.gov/tfacts172.html

Агентство регистрации токсичных веществ и заболеваний. 2003. Руководство по лечению хлора в медицине. Отдел токсикологии Министерства здравоохранения и социальных служб США. Служба общественного здравоохранения; Атланта, Джорджия.
http://www.atsdr.cdc.gov/MHMI/mmg172.html

Центры по контролю и профилактике заболеваний. 2003. Таблицы готовности к чрезвычайным ситуациям и ответных мер общественного здравоохранения.Министерство здравоохранения и социальных служб США. Служба общественного здравоохранения; Атланта, Джорджия.
http://www.bt.cdc.gov/agent/agentlistchem.asp

Хлор. В: Sifton DW (Ed.), Настольное справочное руководство для врачей по реагированию на биологическую и химическую войну, 1 ^st ed. (стр. 48-49). Монтвейл, Нью-Джерси: Справочник Томсона / врачей, 2002.

Этот информационный бюллетень основан на самой последней информации. Он может обновляться по мере поступления новой информации.

5 августа 2004 г.

Цепная реакция водород-хлор — QS Study

Цепная реакция водород-хлор

Примером цепной реакции является реакция между водородом и хлором в присутствии света.Согласно законам фотохимии, один квант излучения поглощается одной молекулой реагента, образуя два атома хлора. В случае водородно-хлорной реакции было обнаружено, что на каждый квант поглощенного излучения образуется до 106 молекул HCl. Такой большой выход HCl в результате расщепления только одной молекулы хлора был объяснен следующими этапами:

Cl ₂ + свет → Cl * + Cl *
Cl * + H ₂ → HCl + H *
H * + Cl ₂ → HCl + Cl *
Cl * + H ₂ → HCl + H * и т. Д.

Первым этапом реакции является поглощение излучения молекулами хлора, в результате чего образуются два атома хлора, которые очень реактивны. На этапе 2 показана реакция между атомом хлора и молекулой водорода, когда образуется атом водорода. Это, в свою очередь, реагирует с молекулой хлора с образованием одной молекулы хлористого водорода и одного атома хлора. Этот атом хлора снова вступает в реакцию, и цикл повторяется. Реакция, которая началась с образования двух атомов хлора, теперь стала самораспространяющейся, и имеет место цепная реакция.

Из этого обсуждения может показаться, что реакция будет продолжаться таким образом до тех пор, пока не будут израсходованы все реагенты. Однако это не так, поскольку одна или несколько из следующих реакций —

Cl * + Cl * → Cl ₂
H * + H * → H ₂
H * + Cl * → HCl

может завершать самораспространяющиеся стадии цепи. Такие реакции обычно происходят в присутствии третьего тела, обычно стенки контейнера, которое может забирать энергию, высвобождаемую при объединении атомов.Этап 1 известен как этап инициирования, поскольку цепочка начинается в результате этой реакции. Шаги со 2 по 4 представляют собой этапы роста цепи, а этапы с 5 по 7 являются этапами завершения, поскольку эти реакции блокируют цепочку образования атома хлора.

Хлороводород

Хлороводород — это газ при комнатной температуре. Растворы хлористого водорода в воде известны как соляная кислота. Хлористый водород широко используется в химической промышленности в качестве реагента при производстве других химикатов.Большая его часть образуется как побочный продукт реакций с участием хлора.

Использование хлористого водорода

Среди его многочисленных применений в химической промышленности используется хлористый водород:

при производстве 1,2-дихлорэтана (этилендихлорид) и хлорэтилена (винилхлорида), используемых, в свою очередь, для производства поли (хлорэтилена) (ПВХ).
в производстве фторуглеродов (например, тетрафторэтена, мономера для поли (тетрафторэтилена).
в производстве хлора. По сути, это рециркуляция, поскольку большая часть хлористого водорода образуется в качестве побочного продукта, когда хлор вступает в реакцию с реагентом, например, при производстве хлорэтилена (винилхлорида) с образованием ПВХ. Кислота, превышающая потребности (см. Ниже), может быть подвергнута электролизу с образованием водорода и хлора. Особым достижением этого электролиза, который используется компанией Bayer в Китае, является процесс ODC (катод, истощающий кислород).
для очистки поверхности стали («травление»), поскольку она оставляет поверхность стали в лучшем состоянии для дальнейшей обработки, такой как покрытие и гальваника.Другие кислоты иногда используются для травления нержавеющей стали.
при производстве титана и магния.
для регенерации ионообменных смол.
для производства неорганических хлоридов (например, хлорида алюминия).
для регулирования pH в самых разных производственных процессах, включая производство питьевой воды и пищевых продуктов.
при производстве некоторых красителей.

Производство хлористого водорода

Подавляющее большинство хлористого водорода / соляной кислоты образуется как побочный продукт.В США, например, хлористый водород / соляная кислота в качестве побочного продукта составляет около 90% от общего объема производства, большая часть этого приходится на производство хлорэтилена через 1,2-дихлорэтан для производства поли (хлорэтен), ПВХ. Затем он используется для производства большего количества 1,2-дихлорэтана и, таким образом, недоступен для других процессов.

При производстве магния электролизом хлорида магния также производится кислота, но ее снова рециркулируют.

Среди других процессов, которые производят хлористый водород / соляную кислоту, — хлорирование углеводородов, например хлорирование метана с образованием хлорметана, этана в хлорэтан и бензола в хлорбензол.

Другие процессы, в которых получают хлористый водород / соляную кислоту, включают производство изоцианатов, используемых для производства полиуретанов и фторуглеродов.

Некоторые заводы, на которых вырабатывается хлористый водород / соляная кислота, были построены рядом с заводами, которые используют эту кислоту. Например, хлористый водород / хлористоводородная кислота, полученные при производстве изоцианатов, затем направляются по трубопроводу на завод по производству ПВХ для производства 1,2-дихлорэтана.

Кислота также производится при производстве сульфата калия (используется в качестве специального удобрения, например, для цитрусовых и винограда) из хлорида калия и серной кислоты.

Небольшое количество кислоты образуется при сжигании хлора в водороде. Оба реагента получают в результате электролиза водных растворов хлорида натрия (рассола). Реагенты нагревают вместе. Реакция является сильно экзотермической, и большое внимание уделяется контролю реакции, главным образом, за счет управления расходами двух газов.

И водород, и хлор очень чистые, если их получить электролизом рассола. Образующийся хлористый водород используется либо в виде газа, либо поглощается водой в специальных сосудах, обычно из графита.Он хранится в виде концентрированного раствора (около 30% HCl) и является самой чистой производимой соляной кислотой.

Дата последнего изменения: 15 февраля 2017 г.

Прочие опасности — Институт хлора

Домашняя страница
Попечительство
Хлор
Прочие опасности

Особые опасности при производстве и использовании

Водород

Водород (H ₂) является побочным продуктом всего хлора, производимого электролизом водных солевых растворов.В пределах известного диапазона концентраций смеси хлора и водорода легковоспламеняемы и потенциально взрывоопасны. Реакция хлора и водорода может быть инициирована прямым солнечным светом, другими источниками ультрафиолетового света, статическим электричеством или резким ударом (см. Брошюру CI 121).

Трихлорид азота

Небольшие количества трихлорида азота (NCl ₃), нестабильного и взрывоопасного соединения, могут образовываться при производстве хлора.Когда жидкий хлор, содержащий трихлорид азота, испаряется, трихлорид азота может концентрироваться в остатке до опасных концентраций (см. Брошюры CI 21 и 152).

Масла и консистентные смазки

Хлор может реагировать, иногда со взрывом, с рядом органических материалов, таких как масло и смазка, из таких источников, как воздушные компрессоры, клапаны, насосы, масляные диафрагменные приборы, смазочные материалы для трубной резьбы. Перед использованием необходимо очистить оборудование и трубопроводы от любых масел.См. Брошюру CI 6 (11.1) . Убедитесь, что при работе с хлором используются инертные смазочные материалы (например, Fluorolube® и Krytox®).

Прочие опасности

Пожар

Хлор не взрывоопасен и не воспламеняется. Хлор поддерживает горение при определенных условиях. Многие материалы, горящие в атмосфере кислорода (воздуха), также будут гореть в атмосфере хлора.

Химическое действие / реакции

Хлор имеет очень сильное химическое сродство со многими веществами.Он будет реагировать со многими неорганическими и органическими соединениями, обычно с выделением тепла. Хлор вступает в реакцию с некоторыми металлами в различных условиях (см. Раздел 10.3.3). Особенно важно не использовать титан при работе с сухим хлором. Не выполняйте сварку трубопроводов и другого оборудования без надлежащей откачки и удаления хлора из оборудования.

Коррозионное воздействие на сталь

При температуре окружающей среды сухой хлор, жидкий или газовый, не вызывает коррозии стали.Влажный хлор очень агрессивен, поскольку образует соляную и хлорноватистую кислоты. Следует принять меры, чтобы оборудование для хлора и хлора оставалось сухим. Когда они не используются, трубопроводы, клапаны и контейнеры должны быть закрыты или закрыты крышками, чтобы не допустить попадания атмосферной влаги, такой как осадки или влажность. Строительные материалы необходимо выбирать тщательно в зависимости от ожидаемых условий. Если при утечке хлора используется вода, коррозионные условия усугубят утечку.

Объемное расширение

Объем жидкого хлора увеличивается с температурой.Следует принять меры, чтобы избежать гидростатического разрыва трубопроводов, сосудов, контейнеров или другого оборудования, заполненного жидким хлором (см. Рисунок 10.4). Каждый раз, когда жидкий хлор может попасть между двумя клапанами, должно быть установлено расширительное устройство.

Автохолодильник

Когда контейнер с хлором прокалывается, что позволяет хлору высвободиться, сначала хлор улетучивается быстро. Когда хлор высвобождается, контейнер, который находился под давлением, теперь будет пытаться выровнять давление с атмосферой.Когда уровень жидкости опускается ниже точки прокола, происходит автоматическое охлаждение, и скорость высвобождения значительно снижается, хотя в контейнере все еще остается значительное количество жидкого хлора. Узнайте больше об этом интересном явлении из этого короткого двухминутного видео.

Выдержка из Основы хлора , раздел 2.6. Его можно скачать в нашем книжном магазине.

Реакция между h3 и Cl2 под прямыми солнечными лучами. Класс 11 по химии CBSE

Совет Когда газообразный водород вступает в реакцию с газообразным хлором, образуется хлористый водород.Эта реакция является экзотермической по своей природе, поскольку в ней выделяется тепло. Не проводится при наличии прямых солнечных лучей.

Полное пошаговое решение:
Когда атом хлора соединяется с атомом водорода с образованием хлористого водорода в присутствии солнечного света, выделяется большое количество тепловой энергии. Эта реакция отображается как-
\ [{{\ text {H}} _ {\ text {2}}} {\ text {+ C}} {{\ text {l}} _ {\ text {2}} } \ xrightarrow {{{\ text {uv light}}}} {\ text {2HCl}} \]
Поскольку эта реакция является экзотермической по своей природе, она не осуществляется под прямыми солнечными лучами.Под прямыми солнечными лучами образовавшийся хлористый водород протонируется, что приводит к взрыву.
Эта реакция представляет собой реакцию замещения свободных радикалов, в которой радикал хлора реагирует с радикалом водорода с образованием хлористого водорода. Таким образом, чтобы предотвратить взрыв, контейнер, в котором происходит реакция, помещается только на короткое время в присутствии солнечного света, затем через некоторое время контейнер снимается с солнечного света и помещается в темную комнату. Поскольку радикал хлора уже образовался, реакция продолжается даже при отсутствии солнечного света.
Хлороводород имеет следующие свойства:
а) Это бесцветный газ с резким запахом.
б) Он тяжелее воздуха.
c) В жидкой форме известен как соляная кислота.
г) Соляная кислота — сильная кислота, полностью диссоциирующая в воде.
e) По своей природе коррозионно-агрессивный.

Ответ. Следовательно, правильный ответ — A.

Примечание: Использование хлористого водорода представлено следующим образом:
a) Он используется в качестве растворителя в синтезе органических соединений.