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 _światło_͕ O2 + 2HCl

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

Hydraty chloru

W temperaturze <10 °C z wody chlorowej krystalizują żółtozielone hydraty[3]. Pierwotnie kryształy te uważano za stały chlor, dopiero w roku 1823 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 roku 1884 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. ↑ www.engineeringtoolbox.com: Solubility of Gases in Water. [dostęp 2014-03-10]. (ang.).
  2. 1 2 3 4 Encyklopedia techniki. Chemia. Warszawa: WNT, 1965.
  3. 1 2 3 Peter Schmittinger i inni: Chlorine. W: Ullmann's Encyclopedia of Chemical Industrial Chemistry. Wiley-VCH, 2006, s. 5-6. DOI: 10.1002/14356007.a06_399.pub2.
  4. 1 2 3 4 Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: 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 Chemical Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH Verlag, 2005. DOI: 10.1002/14356007.a04_391. ISBN 978-3-527-30673-2.
  7. ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the elements. Oxford; New York: Pergamon Press, 1984, s. 921. ISBN 0-08-022057-6.
  8. ↑ Roozeboom, H. W. Bakhuis. Sur l'hydrate de chlore. „Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas”. 3 (2), s. 59-72, 1884. DOI: 10.1002/recl.18840030203.
  9. 1 2 Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa: PWN, 1978, s. 154.
  10. ↑ X. W: Szczęsny, Rosołowski: Pracownia chemiczna. Analiza jakościowa. Wyd. 9. Warszawa: WSiP, 1999, s. 157. ISBN 83-02-05056-3. (pol.).
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.