Хлорная известь побочные действия. Известь хлорная. Состав и характеристики, химическая формула хлорной извести

Стандарт качества

ГОСТ 1692-85

Формула

Описание

Хлорная известь(хлорка) — белый или слегка сероватый порошок с запахом хлора, частично растворимый в воде. На воздухе (под влиянием углекислоты) выделяет хлор, который оказывает дезинфицирующее действие.

Применение

Известь хлорная представляет собой смесь двуосновной соли гипохлорита кальция, оксихлорида, хлорида и гидроокиси кальция. Известь хлорная применяется для дегазации, отбелки, обеззараживания питьевой воды и дезинфекции.

Упаковка

Известь хлорную упаковывают в полиэтиленовые мешки; в пакеты развесом 0,5-2,0 кг из полиэтиленовой пленки или из поливинилхлоридной пленки, или из мешочной бумаги, ламинированной полиэтиленом; в полиэтиленовые мешки, вложенные в мешки из хлориновой ткани; в стальные барабаны вместимостью не более 100 дм3, окрашенные внутри и снаружи химически стойкой краской, или в неокрашенные барабаны из углеродистой стали, снабженные вкладышами из полиэтиленовой пленки. Известь хлорную для длительного хранения упаковывают в стальные барабаны, окрашенные внутри и снаружи, или в полиэтиленовые мешки, вложенные в мешки из хлориновой ткани.

Транспортировка

Известь хлорную транспортируют всеми видами транспорта (кроме воздушного) в крытых транспортных средствах. Продукт, упакованный в полиэтиленовые мешки, транспортируют только повагонными отправками по железной дороге или автомобильным транспортом.

Хранение

Известь хлорная, упакованная в полиэтиленовые мешки, должна быть выдержана в упаковке на складе предприятия-изготовителя в течение 72 ч на поддонах. При этом мешки укладывают на поддоны высотой до 1 м при ширине штабеля до 2 м, проход между штабелями - не менее 0,5 м.

Известь хлорную хранят в закрытых складских неотапливаемых, затемненных и хорошо проветриваемых помещениях. Полы должны быть из асфальта, кирпича или бетона. Известь хлорную в мешках хранят в штабелях высотой до 2,5 м и шириной до 1,2 м, в барабанах, ящиках и бочках - вертикально, высотой до пяти ярусов с перестилом из досок между ярусами или горизонтально высотой до 4 м. Между штабелями оставляют проход шириной не менее 1 м. Не допускается хранение в одном помещении с известью хлорной взрывчатых веществ, огнеопасных грузов и баллонов со сжатыми газами.

Гарантийный срок хранения продукта

Продукта марки А 1-го и 2-го сортов - 3 года со дня изготовления,

Продукта марки А 3-го сорта и марки Б - 1 год со дня изготовления.

Технические характеристики

В зависимости от способа получения известь хлорную выпускают двух марок: А и Б. Хлорную известь марки А получают хлорированием пушонки в кипящем слое, марки Б - хлорированием пушонки в аппаратах Бакмана.

Безопасность

Известь хлорная не горюча, но, являясь сильным окислителем, при контакте с органическими продуктами может вызвать их загорание. Хлор, который выделяется из хлорной извести, относится к веществам 2-го класса опасности.

Степень токсичности - 3

Основные свойства и виды опасности

Необходимые действия в аварийных ситуациях

Отгрузка от 1 кг! Доставка по РФ! Работаем только с Юридическими лицами (в т.ч. ИП) и только по безналичному расчёту!

Получение:

Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция).

Химические свойства:

На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме:

Термическое разложение

Применение :Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

6. Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение.

7. Общая характеристика подгруппы кислорода.

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделлева.

Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды.

8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды.

Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость.

Химические свойства: вода незначительно диссоциирует:

В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:

Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами:

С кислотными оксидами:

Вода - превосходный растворитель для полярных веществ. К ним относятся ионные соединения, такие как соли, у которых заряженные частицы (ионы) диссоцииируют в воде, когда вещество растворяется, а также некоторые неионные соединения, например сахара и простые спирты, в молекуле которых присутствуют заряженные (полярные) группы (-OH).

Биологическая роль воды:

Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время - достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время.

9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

Получение: 1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C; 2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.

10. Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение.

Оксид SO 2 и серная кислота проявляют только окислительные свойства, что обусловлено высшей степенью окисления серы (+6)

11. Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение.

12. Общая характеристика подгруппы азота.

Могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5.

13. Аммиак. Получение, химические свойства, применение.

14. Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.

Обнаружение:

В колбу, соединенную с холодильником, конец которого опускают в колбу с водой, помещают исследуемую жидкость и медные опилки. Колбу нагревают на бане с минеральным маслом или на песчаной бане и жидкость выпаривают почти досуха. При достаточной концентрации азотной кислоты происходит восстановление ее медью в окись азота, которая с кислородом воздуха образует двуокись азота (оранжевые пары). Последняя, растворяясь в воде, дает азотную и азотистую кислоты, которые и обнаруживаются химическими реакциями:

3Сu + 2HNO3 = ЗСuО + 2NO + Н2O

3СuО + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O

2NO + O2 = 2NO2; 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

15. Азотистая кислота и ее соли. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Применение.

HNO 2 . Соли азотистой кислоты (нитриты) получают восстановлением нитратов:

NaNO 2 +HCI = NaCI+HNO 2 .

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, KMnO4) окисляется в HNO3:

2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O;

5HNO 2 + 2HMnO 4 → 2Mn(NO 3) 2 + HNO 3 + 3H 2 O;

HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.

16. Биологическая роль азота и фосфора. Применение.

Азот входит в состав хлорофилла, гемоглобина и др.

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит.

17. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение.

Из неорганических соединений мышьяка мышьяковистый ангидрид может применяться в медицине для приготовления пилюль и в зубоврачебной практике в виде пасты как некротизирующее лекарственное средство.

18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм.

Применение.

Круговорот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО 2 (=> фотосинтез).

Соединения кремния относительно нетоксичны. Но очень опасно вдыхание высокодисперсных частиц как силикатов, так и диоксида кремния, попадая в лёгкие, кристаллизующихся в них, а возникающие кристаллики разрушают лёгочную ткань и вызывают тяжёлую болезнь - силикоз.

Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Германий нетоксичен для плесневых грибков.

Олово входит в состав желудочного фермента гастрина.

Свинец и его соединения токсичны. Попадая в организм, свинец накапливается в костях, вызывая их разрушение.

Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности. Используется только Pb(CH 3 COO) 2 ·3H 2 O, или свинцовая вода, для примочек от ссадин

В настоящее время олово в медицине не используется.

19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды.

20. Кремний¸ строение атома. Важнейшие соединения, их свойства, применение.

21. Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы. Применение.

22. Бор. Строение атома, валентность. Важнейшие соединения. Применение

B +5)2)3. Валентность равна 4.

23. Алюминий и его соединения. Применение.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие

алюминаты:

NaOH + Al(OH)3 = Na

С кислотами Al(OH)3 образует соли

Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические

вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам

от своих аналогов

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма

реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих

органических растворителях

AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе (вследствие гидролиза

Широко применяется как конструкционный материал. Iироко используется в криогенной технике. Mатериалом для изготовления зеркал. В производстве строительных материалов как газообразующий агент. Aцетат алюминия (по крайней мере в 2003 году использовался) антисептик, оказывает вяжущее и местное противовоспалительное действие.

24. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы. Применение.

Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона. В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2. Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

Металлический бериллий применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, так как поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Нитрат стронция применяют в пиротехнике, а его карбонат и оксид - в сахарной промышленности. Гидроксид и хлорид бария используются в лабораторной практике, пероксид бария - для получения пероксида водорода, нитрат и хлорат - в пиротехнике, сульфат бария - в рентгеноскопии органов пищеварения. Соединения бария ядовиты. Соли радия применяются в исследовательских целях, а также для получения радона, обладающего целебными свойствами.

25. Жесткость воды и способы ее устранения.

Жёсткость воды - свойство воды (не мылиться, давать накипь в паровых

котлах), связанное с содержанием растворимых в ней соединений кальция и

магния, это параметр, показывающий содержание катионов кальция, магния в

Существует два типа жесткости: временная и постоянная.

Чтобы избавиться от временной жесткости необходимо просто вскипятить

воду. При кипячении воды, гидрокарбонатные анионы вступают в реакцию с

катионами и образуют с ними очень мало растворимые карбонатные соли,

которые выпадают в осадок.

Ca2 + 2HCO3- = CaCO3v + H2O + CO2^

С последствием постоянной жесткости воды - накипью, с точки зрения химии бороться очень просто. Нужно на соль слабой кислоты воздействовать кислотой

более сильной. Последняя и занимает место угольной, которая, будучи

неустойчивой, разлагается на воду и углекислый газ. В состав накипи могут

входить и силикаты, и сульфаты, и фосфаты. Но если разрушить карбонатный

“скелет”, то и эти соединения не удержатся на поверхности.

26. Щелочные металлы. Изменение потенциала ионизации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Важнейшие соединения, биологическая роль, применение.

Это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами..

Энергия ионизации - разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.

Для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства.

Гидроксиды(Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы), Карбонаты(Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 - 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой).

По содержанию в организме человека натрий (0,08%) и калий (0,23%) относятся к макроэлементам, остальные – литий (10 -4%), рубидий (10-5 %) и цезий (10-4%) – микроэлементам. Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей животных и человека. Натрий и калий – жизненно необходимые элементы, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Литий, рубидий, цезий – также постоянно содержатся в организме, однако физиологическая и биохимическая роль их мало выяснена.

Литий используется в специальных легких сплавах, литийорганические производные широко применяются при синтезе различных классов органических соединений. Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только цезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для создания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах.

27. Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.

Cr +24)2)8)13)1

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6.

C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (например, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.солей.

Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

28. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов.

Хроматы и дихроматы

Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами:

СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:

2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О

Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.

Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легкоокисляются

4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О

Для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:

в хроматы - в щелочной среде,

в дихроматы - в кислой среде.

29. Амфотерность гидроксида хрома (III). Хромиты, их восстановительные свойства.

Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O

Хроматы(III) (устар. назв. хромиты).

Для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:

в хроматы - в щелочной среде,

в дихроматы - в кислой среде.

2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:

3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

30. Хромовая и дихромовая кислоты, их соли, роль в окислительно-восстановительных реакциях.

Хромовая кислота Н2CrO4, дихромовая кислота Н2Cr2О7

Соли - хроматы и дихроматы

Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей - Cl2, Br2, H2O2, КмnO4 и др. - они переходят в соединения хрома (IV) - хроматы

Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Cr (III) в дихроматы:

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ Cr3+ Cr6+ . Соединения Cr (II) - сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) - сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

31. Марганец. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства.

Схема строения атома: Mn +25)2)8)13)2.

Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны)

-

32. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления.

Марганец - элемент VIIB (7) группы имеет валентную конфигурацию 3d 54s 2. В соединениях

марганец проявляет степени окисления от 0 до +7, наиболее устойчивые из них +2, +4, +6 и +7.

Соединения марганца (II) в реакциях проявляют восстановительные свойства, и в кислой и в

щелочной среде:

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = HMnO4 + 3Pb(NO3)3 + 2PbSO4 + 2H2O

MnSO4 + H2O2 + 2NaOH = Mn(OH)4↓ + Na2SO4

Осадок MnS при стоянии на воздухе окисляется:

MnS + O2 + 2H2O = Mn(OH)4↓ + S↓

Соединения марганца (IV) могут выступать как в качестве окислителя, так и в качестве

восстановителя. Восстановительные свойства марганец (IV) проявляет, например, при

получении перманганата калия сплавлением бертолетовой соли с оксидом марганца (IV) и

3MnO2 + KClO3+ 6KOH = 3K2MnO4 + KCL + 3H2O

Примером окислительных свойств соединений марганца (IV) может служить реакция диоксида

марганца с сульфатом железа (II):

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

Соединения марганца (VI) обладают окислительными свойствами, но при действии более

сильных окислителей могут выступать и в роли восстановителя:

K2MnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnO2↓ + Na2SO4 + K2SO4+ H2O

2K2MnO4+ Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Соединения марганца (VII), соли марганцевой кислоты, перманганаты, являются одними из

самых сильных окислителей. В зависимости от рН среды перманганат – ион восстанавливается

в разной степени:

Кислая среда: MnO4 + 8H + 5е→ Mn2 + 4H20

Нейтральная среда: MnO4 + 2H2O + 3е→ MnO2 + 4OH

Щелочная среда: MnO4 + 1е→ MnO42

33. Поведение перманганата калия в различных средах (примеры). Применение.

Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде - до соединений марганца(II), в нейтральной - до соединений марганца(IV), в сильно щелочной - до соединений марганца(VI).

Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:

в кислой среде: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;

в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH;

в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;

Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.

34. Общая характеристика триады железа. Роль в живом организме.

Элементы триады железа (железо, кобальт, никель) находятся в побочной подгруппе VIII группы. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. В своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2O3. Им соответствуют гидроксиды состава RОН)2 и R(ОН)3.

В обычном состоянии железо, кобальт, никель представляют собой тяжелые серебристо-белые металлы с высокими температурами. Все эти металлы обладают превосходными механическими свойствами.

В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (окол, катализируя процессы дыхания в клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

Кобальт участвует в ферментативных процессах фиксации атмосферного азота клубеньковыми бактериями. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 14 мг кобальта.

Никель относится к числу микроэлементов, необходимых для нормального развития живых организмов. Однако о его роли в живых организмах известно немного. Известно, что никель принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений. В организме животных он накапливается в ороговевших тканях, особенно в перьях.

35. Железо, строение атома, степени окисления. Изменение свойств соединений с изменением степени окисления железа. Роль в живом организме. Применение.

Схема строения атома: Fe +26)2)8)14)2.

Для железа характерны степени окисления железа - +2 и +3, реже - +6. (соответствующего оксида и гидроксида с свободном виде не существует). Ферраты - сильнейшие окислители.

Соединения железа (II)-восстановительные свойства. Соединения железа (III) проявляет амфотерные свойства.

В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (около 0,02 %), из которых 78 % являются главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

Железо - один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства. Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов - например, никелевых. Уникальные ферромагнитные свойства ряда сплавов на основе железа способствовуют их широкому применению в электротехнике для магнитопроводов трансформаторов и электродвигателей. Десятиводный сульфат железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве. Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах.

Процессов на любом производстве, в медицине в общепите. Да и просто у себя дома сложно поддерживать кристальную чистоту без использования специальных препаратов. Самым доступным и известным является хлор. Это ядовитое вещество помогает победить бактерии и насекомых, грибки и плесень. Поэтому едкий раствор используют, чтобы обеззараживать все поверхности с давних времен. Сегодня, несмотря на обилие мыломоющих веществ, хлорка для дезинфекции продолжает широко использоваться. Хорошо это или плохо, давайте разбираться вместе.

Общее описание

Многие из нас так привыкли к запаху «Белизны», что уже не представляют себе уборку без нее. На самом деле хлорка для дезинфекции широко использовалась повсеместно в школах и больницах, детских садах и жилых помещениях. Это белый порошок, который имеет резкий, неприятный запах, но обладает прекрасными отбеливающими свойствами.

В чем заключается опасность

При работе с этим веществом нужно обязательно использовать резиновые перчатки и маску. Оно способно поражать органы дыхания, поэтому нельзя забывать о технике безопасности. Хлорка для дезинфекции - это незаменимое, но очень агрессивное средство. Оно может повредить покрытие, поэтому сначала протестируйте на небольшом участке. Если через десять минут не изменились ни цвет, ни структура, то можно проводить уборку.

Еще раз обращаем ваше внимание, что хлорка для дезинфекции не должна использоваться без средств защиты. Она токсична в любых проявлениях. Попадая в организм, способна негативно отразиться на состоянии здоровья. Воздействие на кожу тоже нежелательно, в этом случае промойте пораженное место водой и обратитесь к врачу, потому как это может привести к серьезному ожогу.

Чистота и защита от плесени

Раствор хлорки для дезинфекции может иметь различную концентрацию, чтобы решать разные задачи. Очень часто в зимнее время по углам начинает собираться плесень. Особенно это актуально для частных домов с печным отоплением. Чтобы справиться с плесенью, разведите 30 гр сухого порошка в литре воды. У вас получился рабочий раствор. После санации важно очень тщательно проветрить помещение. Едкие пары опасны для организма, поэтому во время уборки в помещении не должно быть людей и животных.

Дезинфекция

После того как была выполнена генеральная уборка, необходимо поддерживать чистоту. Для этого используется который потом разводится под конкретные нужды. Чтобы приготовить концентрат, потребуется взять 1 кг хлорной извести. Развести его нужно будет на 10 литров воды, то есть в пропорции 1:10. Теперь оставьте на сутки, чтобы выпал нерастворимый осадок.

Инструкция по применению

Выше мы рассмотрели, как развести хлорку для дезинфекции. Теперь о том, как его использовать. Чтобы мыть полы и полоскать посуду, используется слабый раствор, 0.5%. То есть половину литра первоначального концентрата разводят на ведро воды. Раньше в больницах его использовали, чтобы дезинфицировать руки. Готовили его просто, используя 250 мл концентрата на ведро воды. Для мытья полов и приборов в технических помещениях используется 5% раствор. Для его приготовления берут 5 литров 10% раствора на 5 литров воды.

Если у вас дома есть домашние животные

Хлорка отлично удаляет пятна от мочи и запах от них, однако для некоторых животных запах самой хлорки является стимулом для обновления «меток». Если за вашим любимцем наблюдается такая особенность, то лучше всего сменить средство для дезинфекции.

Хлорка и вода

Бактерицидные свойства этого вещества до сих пор не смогло превзойти ни одно другое средство. Хлорирование по-прежнему остается основным средством для очистки воды. Этот способ используется в городских водоканалах, так очищается вода в бассейнах и колодцах. Хлорка для дезинфекции воды должна использоваться строго в соответствии с дозировкой, иначе вы будете чувствовать неприятный запах, вода будет вызывать раздражение на коже, а для питья она станет и вовсе непригодна.

Что нужно учитывать:

• PH воды должен быть 7.2-7.6. Если вода жесткая, то полного растворения порошка или таблетки придется ждать очень долго. Поэтому придется дополнительно принять меры для ее смягчения.
• Для раствора рекомендуется брать холодную воду, потому как чем она теплее, чем меньше хлора может раствориться.
• После применения хлора необходимо выждать не менее 20 часов. За это время произойдет полная реакция, и вода снова станет чистой.

Дозировку рассчитать довольно сложно, так как разные производители выпускают средства разной концентрации. Нужно придерживаться инструкции. В домашних условиях часто используют «Белизну». Это раствор Расход - примерно 1 литр на 10 куб. метров.

Колодцы тоже требуется хлорировать. Для этого используют капсулы или 1% раствор. Сухая хлорка для дезинфекции не используется, так как ее очень сложно дозировать. Очень удобно пользоваться капсулами. Их опускают на глубину и периодически меняют. Такая мера позволяет исключить опасность развития кишечных или других инфекций.

Таблетированная форма

Сегодня уже никто не мерит на глазок, насыпая или наливая в воду реагент. Для этого есть хлорка в таблетках. Для дезинфекции она подходит куда лучше. Продается она в аптеке и в хозяйственном магазине. Популярным средством является "Абактерил-хлор". Такие средства хорошо растворяются в воде, могут быть использованы для приготовления растворов для санации.

В отличие от порошкового хлора, здесь на упаковке точно указано, в каких пропорциях нужно закладывать таблетки в воду. Каждая из них содержит 1.5 гр активного хлора. Они расфасованы в пластиковые банки по 300 штук. Из-за этого пользователи порой выражают свое недовольство, ведь такое количество использовать на территории своего дома очень сложно. С другой стороны, это нескоропортящийся продукт, он может спокойно храниться долгое время.

Хлорная известь также еще называется белильной или гипохлоритом кальция. Хотя последнее название не совсем верно, т.к. данное вещество является сложной смесью и в его состав входит не только гипохлорит (Ca(ClO)2), но и оксихлорид (CaClO), хлорид (CaCl2), и гидроксид кальция (Ca(OH)2). Также в виде примеси может присутствовать (III), который придает желтоватую окраску. При нормальных условиях данное соединение имеет твердое сильный запах хлора и чаще всего белую окраску. В воде растворяется только гипохлорид кальция, при этом в атмосферу выделяется хлор, а остальное составляющие смеси образуют густой осадок - взвесь.

При попадании прямых солнечных лучей известь хлорная выделяет кислород, а при нагревании разлагается с выделением тепла, которое может привести к взрыву. В связи с этим данное вещество необходимо хранить в затемненных, прохладных (неотапливаемых) и проветриваемых помещениях. При работе с белильной известью необходимо использовать средства защиты для кожи, органов дыхания, особенно на предприятиях по ее производству и транспортировке.

С точки зрения химии, вещество хлорная известь, формула которого записывается CaCl(OCl), относится к смешанным т.е. содержит два аниона.

Данное вещество получают на производстве путем хлорирования При таком технологическом процессе получается хлорная известь трех сортов - 26, 32 и 35% активного хлора (количество чистого хлора, выделяемого при действии на данную смесь кислот HCl или H2SO4). Одним из недостатком данного вещества является то, что оно при хранении теряет активный хлор, в год на 5-10%. Бороться с этим стараются, выпуская продукт повышенной устойчивости, пропуская хлор в виде газа через суспензию Ca(OH)2. Активный хлор в соединении, полученном таким способом, составляет 45-70%. Также недостатком этого вещества является и то, что оно вызывает коррозию металла и разъедает Поэтому хранят его в деревянной таре, пластиковых емкостях или и пакетах.

Хлорная известь проявляет бактерицидные и спороцидные свойства, которые определяются наличием хлорноватистой кислоты и кислорода в растворе. За счет этого она активно используется при очистке сточных вод от различных нечистот и медицинскими учреждениями как дезинфицирующие средство (обрабатываются поверхности, места общего пользования). Также применяется как отбеливатель в производстве тканей, целлюлозы и бумаги.

Таким образом, хлорная известь - это сложная смесь, которая является химически довольно активным веществом и проявляет свойства сильного окислителя. В водных растворах гидролизуется, образуя хлорноватистую кислоту (НС1О). При повышении температуры(нагревании) и под действием солнечных лучей раскладывается, выделяя кислород и хлор.

- (известь белильная) химический продукт, образующийся при взаимодействии хлора с гашеной известью. Хлорная известь представляет собой сложный комплекс Ca(OCl)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Зернистый белый порошок с резким запахом.… … Большой Энциклопедический словарь

ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ - (белильная известь) CaOCl2 белый, жадно поглощающий влагу порошок. Применяется в качестве дегазационного и дезинфицирующего средства. Самойлов К. И. Морской словарь. М. Л.: Государственное Военно морское Издательство НКВМФ Союза ССР, 1941 … Морской словарь

ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ - (известь белильная) продукт взаимодействия гашёной извести с хлором СаОСl2; гигроскопичный белый порошок с резким запахом хлора, часто применяют в качестве сильного окислителя, в текстильной и бумажной промышленности, в хим. производствах, для… … Большая политехническая энциклопедия

ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ - смесь хлорноватисто кислой извести и хлористого кальция; применяется при белении всякого рода тканей (полотна, бумаги и пр.) и дезинфекции (очистке) воздуха. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907 … Словарь иностранных слов русского языка

хлорная известь - Продукт, образующийся при действии хлора на сухой Са(ОН)2; дезинфицир. средство. Тематики металлургия в целом EN chloride limechlorinated lime … Справочник технического переводчика

Хлорная известь - ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ, продукт неполного хлорирования гашёной извести хлором; белый порошок с сильным запахом хлора. Применяют для отбеливания тканей, целлюлозы, бумаги, для очистки нефтепродуктов, дезинфекции сточных вод, в синтезе хлороформа. … Иллюстрированный энциклопедический словарь

хлорная известь - (известь белильная), химический продукт, образующийся при взаимодействии хлора с гашёной известью. Хлорная известь представляет собой сложный комплекс CaCl(ClO), Са(ClO)2, CaCl2, Са(ОН)2 и кристаллизационной воды. Зернистый белый порошок с резким … Энциклопедический словарь

Хлорная известь - Она представляет собой белый сухой порошок с резким запахом хлора. В соприкосновении с воздухом хлорная известь легко разрушается, ее необходимо хранить в закрытой упаковке и в темноте. Растворы хлорной извести при хранении теряют активность,… … Официальная терминология

хлорная известь - chlorkalkės statusas T sritis chemija apibrėžtis Ca(OCl)₂ ir CaCl₂ mišinys. atitikmenys: angl. bleaching powder; chloride of lime; chlorinated lime; hypochlorite lime rus. белильная известь; хлорная известь ryšiai: sinonimas – balinimo kalkės … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

хлорная известь - chlorkalkės statusas T sritis ekologija ir aplinkotyra apibrėžtis Kalcio hipochlorito ir kalcio chlorido mišinys, naudojamas audiniams, popieriui, celiuliozei balinti, naftos produktams, nuotekoms valyti. atitikmenys: angl. bleaching powder;… … Ekologijos terminų aiškinamasis žodynas