Woda chlorowa

Woda chlorowa – nasycony roztwór wodny chloru, zawierający ok. 7 g Cl2/dm³ (temp 20 °C)[1], tj. o stężeniu ok. 0,1 M[2].

Rozpuszczalność chloru w wodzie zależy od temperatury i spada od ok. 10 g/dm³ w 0 °C do 0 w 100 °C. Rozpuszczalność jest znacząco niższa w solance, np. w 25% roztworze NaCl wynosi ok. 0,5 g/dm³ w 20 °C, natomiast w kwasie solnym rozpuszczalność wzrasta, np. do ok. 12 g/dm³ w 20 °C w 25% HCl. Punkt poczwórny układu chlor–woda występuje przy 28,7 °C[3].

Właściwości chemiczne

W wodzie chlorowej chlor ulega dysproporcjonowaniu, w wyniku czego znajduje się w równowadze z kwasem podchlorawym i kwasem solnym[2][4]:

Cl2 + H2O ⇌ HClO + HCl

Powstający HClO rozkłada się na świetle z wydzieleniem tlenu[2][4]:

2HClO + hν → O2 + 2HCl

Podobnemu rozkładowi ulega brom w wodzie bromowej, jednak jego reakcja przebiega wolniej[5][6].

Hydraty chloru

W temperaturze poniżej 10 °C z wody chlorowej krystalizują żółtozielone hydraty[3]. Pierwotnie kryształy te uważano za stały chlor, dopiero w 1823 roku Michael Faraday określił ich rzeczywisty charakter (a po ogrzaniu w zatopionej fiolce uzyskał z nich po raz pierwszy chlor w stanie ciekłym)[7]. Pierwsi badacze (Faraday i M. Maumené) opisywali bardzo zróżnicowany skład uzyskanych przez siebie hydratów, od Cl2·4H2O do Cl2·12H2O. Dokładniejsze badania, które w 1884 roku opisał H.W. Bakhuis Roozeboom, wykazały, że czyste kryształy mają skład Cl2·8H2O[8] i tak są one opisywane zazwyczaj współcześnie[4][9]. W rzeczywistości zawartość wody nie jest ściśle zdefiniowana, gdyż hydraty mają charakter klatratów[3].

Zastosowanie

Woda chlorowa stosowana jest jako utleniacz[4], środek dezynfekujący i odczynnik chemiczny[2]. W niektórych przypadkach może zastępować chlor gazowy[9].

W analizie jakościowej może służyć do wykrywania bromków i jodków. Dodaje się ją kroplami do badanego roztworu energicznie mieszając. Do środowiska reakcji dodaje się rozpuszczalnik organiczny taki jak benzen, chloroform, czy tetrachlorometan. Obecne w roztworze bromki lub jodki są utleniane zgodnie z równaniem:

2Br− + Cl2 → 2Cl− + Br2

lub

2I− + Cl2 → 2Cl− + I2

Powstający brom lub jod ekstrahowany jest do fazy organicznej, zmieniając jej zabarwienie na żółte (brom) lub różowe (jod)[10].

Przypisy

  1. ↑ Solubility of Gases in Water, [w:] EngineeringToolbox [online] [dostęp 2014-03-10] (ang.).
  2. 1 2 3 4 Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965, OCLC 33835352.
  3. 1 2 3 Peter Schmittinger, Chlorine, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, 2006, s. 5–6, DOI: 10.1002/14356007.a06_399.pub2 (ang.).
  4. 1 2 3 4 Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2002, s. 563, ISBN 83-01-13654-5.
  5. ↑ C. Chambers, A.K. Holliday, Modern Inorganic Chemistry, Butterworths, 1975, s. 324.
  6. ↑ Jack F. Mills, Bromine, [w:] Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley‐VCH, 2005, DOI: 10.1002/14356007.a04_391 (ang.).
  7. ↑ N.N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, Oxford–New York: Pergamon Press, 1984, s. 921, ISBN 0-08-022057-6.
  8. ↑ H.W. Bakhuis Roozeboom, Sur l’hydrate de chlore, „Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas”, 3 (2), 1884, s. 59–72, DOI: 10.1002/recl.18840030203 (fr.).
  9. 1 2 Włodzimierz Trzebiatowski, Chemia nieorganiczna, wyd. 8, Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1978, s. 154.
  10. ↑ Szczęsny Rosołowski, Pracownia chemiczna. Analiza jakościowa, wyd. 9, Warszawa: Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne, 1999, s. 157, ISBN 83-02-05056-3.
This article is issued from Wikipedia. The text is available under Creative Commons Attribution-Share Alike 4.0 unless otherwise noted. Additional terms may apply for the media files.