Причины возникновения в желудке газов с запахом яиц

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Внешний вид простого вещества Свойства атома Название, символ, номерАтомная масса
(молярная масса) Электронная конфигурацияРадиус атомаХимические свойства Ковалентный радиусРадиус ионаЭлектроотрицательностьЭлектродный потенциалСтепени окисленияЭнергия ионизации
(первый электрон) Термодинамические свойства простого вещества Плотность(при н. у.) Температура плавленияТемпература кипенияКритическая точкаУд. теплота плавленияУд. теплота испаренияМолярная теплоёмкостьМолярный объёмКристаллическая решёткапростого вещества Структура решётки Параметры решёткиПрочие характеристики ТеплопроводностьЭмиссионный спектр
17 СераХлорАргон
F

Cl

Br
Периодическая система элементов

17Cl

Orthorhombic.svg
Electron shell 017 Chlorine.svg
Chlorine liquid in an ampoule.jpg
Жидкий хлор в запаянном сосуде

Хлор / Chlorum (Cl), 17

[35, 446; 35,457][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)

[Ne] 3s2 3p5

100 пм

99 пм

(+7e)27 (-1e)181 пм

3,16 (шкала Полинга)

0

7, 6, 5, 4, 3, 1, 0, −1

 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)

3,21 г/л;
(жид. при −35 °C) 1,557;
(тв. при −105 °C) 1,9 г/см³

172,2 K

238,6 K

416,9 К, 7,991 МПа

6,41 кДж/моль

20,41 кДж/моль

21,838[2] Дж/(K·моль)

18,7 см³/моль

орторомбическая

a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å

(300 K) 0,009 Вт/(м·К)

Chlorine spectrum visible.png

17

Хлор

3s23p5

Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17[3]. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

Содержание

Соединение с водородом — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

\mathsf{4HCl + MnO_2 \rightarrow MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O}

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 муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод). Однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор[4]).

В 1826 г. атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом (отличается от современных данных не более, чем на 0,1 %).

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 NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2 · 6Н2О, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[5]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры; кларковое число хлора — 0,017 %. 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.

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %[6].

ИзотопОтносительная 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

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

Свойство Значение[7]
Цвет (газ) Жёлто-зелёный
Температура кипения −34 °C
Температура плавления −100 °C
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
1400 °C
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)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х 243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х 1150 (кДж/моль)
Энергия ионизации 1255 (кДж/моль)
Энергия сродства к электрону 349 (кДж/моль)
Атомный радиус 0,073 (нм)
Электроотрицательность по Полингу 3,20
Электроотрицательность по Оллреду-Рохову 2,83
Устойчивые степени окисления −1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å[8]. 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[8].

Растворимость[править | править вики-текст]

Растворитель Растворимость г/100 г
Бензол Растворим
Вода[9] (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 2—3 мг/м³.

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.

Строение электронной оболочки[править | править вики-текст]

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 степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность Возможные
степени окисленияЭлектронное состояние
валентного уровня Пример соединений
I +1, −1, 0 3s2 3p5 NaCl, NaClO, Cl2
III +3 3s2 3p4 3d1 NaClO2
V +5 3s2 3p3 3d2 KClO3
VII +7 3s1 3p3 3d3 KClO4

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентности IV и VI, например, ClO2 и Cl2O6. Однако, оксид хлора(IV) является радикалом, то есть у него есть один неспаренный электрон, а оксид хлора(VI) содержит два атома хлора, имеющих степени окисления +5 и +7.

Взаимодействие с металлами[править | править вики-текст]

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

\mathsf{2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl}\mathsf{2Sb + 3Cl_2 \rightarrow 2SbCl_3}\mathsf{2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3}

Взаимодействие с неметаллами[править | править вики-текст]

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

\mathsf{5Cl_2 + 2P\rightarrow 2PCl_5},\mathsf{2S + Cl_2 \rightarrow S_2Cl_2}

или

\mathsf{S + Cl_2 \rightarrow SCl_2}.

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[10] или жёлто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.

\mathsf{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl}.

С кислородом хлор образует оксиды (см. статью Оксиды хлора), в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором образуется не хлорид, а фториды:

\mathsf{Cl_2 + F_2 \rightarrow 2ClF},\mathsf{Cl_2 + 3F_2\rightarrow 2ClF_3},\mathsf{Cl_2 + 5F_2 \rightarrow 2ClF_5}.

Известны фторид хлора(I), фторид хлора(III) и фторид хлора(V) (ClF, ClF3 и ClF5), Могут быть синтезированы из элементов, степень окисления хлора меняется в зависимости от условий синтеза. Все они представляют собой при комнатной температуре бесцветные ядовитые тяжёлые газы с сильным раздражающим запахом. Сильные окислители, реагируют с водой и стеклом. Используются как фторирующие агенты.

Другие свойства[править | править вики-текст]

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

\mathsf{Cl_2 + 2HBr \rightarrow Br_2 + 2HCl}\mathsf{Cl_2 + 2NaI \rightarrow I_2 + 2NaCl}

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

\mathsf{Cl_2 + CO \rightarrow COCl_2}

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

\mathsf{Cl_2 + H_2O \rightleftarrows HCl + HClO}\mathsf{Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O}\mathsf{3Cl_2 + 6NaOH \rightarrow 5NaCl + NaClO_3 + 3H_2O} (при нагревании)

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

\mathsf{Cl_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCl(OCl) + H_2O}

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

\mathsf{4NH_3 + 3Cl_2 \rightarrow NCl_3 + 3NH_4Cl}

Окислительные свойства хлора[править | править вики-текст]

Хл

Источник: http://98.139.21.31/search/srpcache?p=%D0%BF%D1%80...

  • Автор: SaRinaB07
  • 07.04.2015, 04:02
  • Посмотрели: 378


Имя:*
E-Mail:
Введите код: *
Диета после удаления полипов кишечнике