Хлор (лат. chlorum), cl, химический элемент vii группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м 2 или 1 кгс/см 2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный Х. состоит из двух стабильных изотопов: 35 cl (75,77%) и 37 cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (t 1 /2) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек ; 3 , 1 ? 10 5 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36 cl и 38 cl используются как изотопные индикаторы.

Историческая справка. Х. получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом mno 2 . Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chlor o s - жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Х.

Распространение в природе. Х. встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Х. в земной коре (кларк) 1,7 ? 10 -2 % по массе, в кислых изверженных породах - гранитах и др. 2,4 ? 10 -2 , в основных и ультраосновных 5 ? 10 -3 . Основную роль в истории Х. в земной коре играет водная миграция. В виде иона cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных ) 97, главный из них галит naci. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин kcl, сильвинит (na, k) ci, карналлит kci ? mgcl 2 ? 6h 2 o, каинит kci ? mgso 4 ? 3h 2 o, бишофит mgci 2 ? 6h 2 o. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах hcl в верхние части земной коры.

Физические и химические свойства. Х. имеет t kип -34,05°С, t nл - 101°С. Плотность газообразного Х. при нормальных условиях 3,214 г/л ; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л ; жидкого Х. при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твёрдого Х. при - 102°c 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров Х. при 0°С 0,369; при 25°c 0,772; при 100°c 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г ); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г ); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/ (кг ? К ) . Критические константы Х.: температура 144°c, давление 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2) , плотность 573 г/л , удельный объём 1,745 ? 10 -3 л/г . Растворимость (в г/л ) Х. при парциальном давлении 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 , в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°c), 2,8 (70°c); в растворе 300 г/л naci 1,42 (30°c), 0,64 (70°c). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Х. переменного состава cl ? n h 2 o (где n = 6 ? 8); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Х. и воду. Х. хорошо растворяется в ticl 4 , sic1 4 , sncl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане c 6 h 14 и четырёххлористом углероде ccl 4). Молекула Х. двухатомна (cl 2). Степень термической диссоциации cl 2 + 243 кдж u 2cl при 1000 К равна 2,07 ? 10 -40 %, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома cl 3 s 2 3 p 5 . В соответствии с этим Х. в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 å, ионный радиус cl - 1,82 å, сродство атома Х. к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв .

Химически Х. очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Х. вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Х. с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Х. с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Х. только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Х. в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Х. Фосфор воспламеняется в атмосфере Х., образуя pcl 3 , а при дальнейшем хлорировании - pcl 5 ; сера с Х. при нагревании даёт s 2 cl 2 , scl 2 и др. s n cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Х. Смесь Х. с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),

Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°c. Смеси Х. с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% h 2 , взрывоопасны.

С кислородом Х. образует окислы: cl 2 o, clo 2 , cl 2 o 6 , cl 2 o 7 , cl 2 o 8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты ) , хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы Х. малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

Х. в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.

При взаимодействии аммиака с Х. образуется трёххлористый азот. При хлорировании органических соединений Х. либо замещает водород: r-h + ci 2 = rcl + hci, либо присоединяется по кратным связям образуя различные хлорсодержащие органические соединения.

Х. образует с др. галогенами межгалогенные соединения. Фториды clf, clf 3 , clf 5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере clp 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Х.: clo 3 f, clo 2 f 3 , clof, clof 3 и перхлорат фтора fclo 4 .

Получение. Х. начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения Х. окислением hcl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 вв. Х. получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90-95% Х. в мире. Небольшие количества Х. получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство Х. составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов naci: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Х. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор naoh и nacl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор naoh, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т Х. 1,125 т naoh.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Х., даёт более дешёвый naoh. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый naoh, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки Х., с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый naoh без использования ртути.

Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Х. перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Х. в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Х.: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60-75%; неорганических соединений, содержащих Х., - 10-20%; на отбелку целлюлозы и тканей - 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2-6% от общей выработки.

Х. применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.

Л. М. Якименко.

Х. в организме. Х. - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Х. в растениях (много Х. в галофитах ) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Х. (2-4 г ) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей Х. поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Х. хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Х. - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с др. процессами путём изменения в распределении Х. между кровью и др. тканями. Х. участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Х. положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Х. необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Х. не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Х.

М. Я. Школьник.

Отравления Х . возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Х. раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций Х. отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т.п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3-7 сут. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций Х. наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация Х. в воздухе производственных помещений 1 мг/м 3 . Производство Х., хлорной извести и др. хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних.

А. А. Каспаров.

Лит.: Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; comprehensive inorganic chemistry, ed. j. c. bailar , v. 1-5, oxf. - , 1973.

cкачать реферат

Хлор, вероятно, получали еще алхимики, но его открытие и первое исследование неразрывно связано с именем знаменитого шведского химика Карла Вильгельма Шееле . Шееле открыл пять химических элементов – барий и марганец (совместно с Юханом Ганом), молибден, вольфрам, хлор, а независимо от других химиков (хотя и позже) – еще три: кислород, водород и азот. Это достижение впоследствии не смог повторить ни один химик. При этом Шееле, уже избранный членом Шведской королевской академии наук, был простым аптекарем в Чёпинге, хотя мог занять более почетную и престижную должность. Сам Фридрих II Великий , прусский король, предлагал ему занять пост профессора химии Берлинского университета. Отказываясь от подобных заманчивых предложений, Шееле говорил: «Я не могу есть больше, чем мне нужно, а того, что я зарабатываю здесь в Чёпинге, мне хватает на пропитание».

Многочисленные соединения хлора были известны, конечно, задолго до Шееле. Этот элемент входит в состав многих солей, в том числе и самой известной – поваренной соли. В 1774 Шееле выделил хлор в свободном виде, нагревая черный минерал пиролюзит с концентрированной соляной кислотой: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.

Вначале химики рассматривали хлор не как элемент, а как химическое соединение неизвестного элемента мурия (от латинского muria – рассол) с кислородом. Считалось, что и соляная кислота (ее называли муриевой) содержит химически связанный кислород. Об этом «свидетельствовал», в частности, такой факт: при стоянии раствора хлора на свету из него выделялся кислород, а в растворе оставалась соляная кислота. Однако многочисленные попытки «оторвать» кислород от хлора ни к чему не привели. Так, никому не удалось получить углекислый газ, нагревая хлор с углем (который при высоких температурах «отнимает» кислород от многих содержащих его соединений). В результате подобных опытов, проведенных Гемфри Дэви, Жозеф Луи Гей-Люссаком и Луи Жаком Тенаром, стало ясно, что хлор не содержит кислорода и является простым веществом. К тому же выводу привели и опыты Гей-Люссака, который проанализировал количественное соотношение газов в реакции хлора с водородом.

В 1811 Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» – от греч. «хлорос» – желто-зеленый. Именно такой цвет имеет хлор. Этот же корень – в слове «хлорофилл» (от греч. «хлорос» и «филлон» – лист). Спустя год Гей-Люссак «сократил» название до «хлора». Но до сих пор англичане (и американцы) называют этот элемент «хлорином» (chlorine), тогда как французы – хлором (chlore). Приняли сокращенное название и немцы – «законодатели» химии на протяжении почти всего 19 в. (по-немецки хлор – Chlor). В 1811 немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (от греческих «халс» – соль, и «геннао» – рождаю). Впоследствии этот термин закрепился не только за хлором, но и за всеми его аналогами по седьмой группе – фтором, бромом, иодом, астатом.

Интересна демонстрация горения водорода в атмосфере хлора: иногда во время опыта возникает необычный побочный эффект: раздается гудение. Чаще всего пламя гудит, когда тонкую трубку, по которой подается водород, опускают в заполненный хлором сосуд конической формы; то же справедливо для сферических колб, а вот в цилиндрах пламя обычно не гудит. Это явление назвали «поющим пламенем».

В водном растворе хлор частично и довольно медленно реагирует с водой; при 25° С равновесие: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl устанавливается в течение двух суток. Хлорноватистая кислота на свету разлагается: HClO ® HCl + O. Именно атомарному кислороду приписывают отбеливающий эффект (абсолютно сухой хлор такой способностью не обладает).

Хлор в своих соединениях может проявлять все степени окисления – от –1 до +7. С кислородом хлор образует ряд оксидов, все они в чистом виде нестабильны и взрывоопасны: Cl 2 O – желто-оранжевый газ, ClO 2 – желтый газ (ниже 9,7 о С – яркокрасная жидкость), перхлорат хлора Cl 2 O 4 (ClO–ClO 3 , светло-желтая жидкость), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3 , ярко-красная жидкость), Cl 2 O 7 – бесцветная очень взрывчатая жидкость. При низких температурах получены нестабильные оксиды Cl 2 O 3 и ClO 3 . Оксид ClO 2 производится в промышленном масштабе и используется вместо хлора для отбеливания целлюлозы и обеззараживания питьевой воды и сточных вод. С другими галогенами хлор образует ряд так называемых межгалогенных соединений, например, ClF, ClF 3 , ClF 5 , BrCl, ICl, ICl 3 .

Хлор и его соединения с положительной степенью окисления – сильные окислители. В 1822 немецкий химик Леопольд Гмелин путем окисления хлором получил из желтой кровяной соли красную: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Хлор легко окисляет бромиды и хлориды с выделением в свободном виде брома и иода.

Хлор в разных степенях окисления образует ряд кислот: HCl – хлороводородная (соляная, соли – хлориды), HClO – хлорноватистая (соли – гипохлориты), HClO 2 – хлористая (соли – хлориты), HClO 3 – хлорноватая (соли – хлораты), HClO 4 – хлорная (соли – перхлораты). В чистом виде из кислородных кислот устойчива только хлорная. Из солей кислородных кислот практическое применение имеют гипохлориты, хлорит натрия NaClO 2 – для отбеливания тканей, для изготовления компактных пиротехнических источников кислорода («кислородные свечи»), хлораты калия (бертолетова соль), кальция и магния (для борьбы с вредителями сельского хозяйства, как компоненты пиротехнических составов и взрывчатых веществ, в производстве спичек), перхлораты – компоненты взрывчатых веществ и пиротехнических составов; перхлорат аммония – компонент твердых ракетных топлив.

Хлор реагирует со многими органическими соединениями. Он быстро присоединяется к непредельным соединениям с двойными и тройными углерод-углеродными связями (реакция с ацетиленом идет со взрывом), а на свету – и к бензолу. При определенных условиях хлор может замещать атомы водорода в органических соединениях: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Эта реакция сыграла значительную роль в истории органической химии. В 1840-х французский химик Жан Батист Дюма обнаружил, что при действии хлора на уксусную кислоту с удивительной легкостью идет реакция

СН 3 СООН + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. При избытке хлора образуется трихлоруксусная кислота ССl 3 СООН. Однако многие химики отнеслись к работе Дюма недоверчиво. Ведь согласно общепринятой тогда теории Берцелиуса положительно заряженные атомы водорода не могли заместиться отрицательно заряженными атомами хлора. Этого мнения придерживались в то время многие выдающиеся химики, среди которых были Фридрих Вёлер, Юстус Либих и, конечно, сам Берцелиус.

Чтобы высмеять Дюма, Вёлер передал своему другу Либиху статью от имени некоего Ш.Виндлера (Schwindler – по-немецки мошенник) о новом удачном приложении якобы открытой Дюма реакции. В статье Вёлер с явной издёвкой написал о том, как в уксуснокислом марганце Mn(CH 3 COO) 2 удалось все элементы, в соответствии с их валентностью, заместить на хлор, в результате чего получилось желтое кристаллическое вещество, состоящее из одного только хлора. Далее говорилось, что в Англии, последовательно замещая в органических соединениях все атомы на атомы хлора, обычные ткани превращают в хлорные, и что при этом вещи сохраняют свой внешний вид. В сноске было указано, что лондонские лавки бойко торгуют материалом, состоящим из одного хлора, так как этот материал очень хорош для ночных колпаков и теплых подштанников.

Реакция хлора с органическими соединениями приводит к образованию множества хлорорганических продуктов, среди которых – широко применяющиеся растворители метиленхлорид CH 2 Cl 2 , хлороформ CHCl 3 , четыреххлористый углерод CCl 4 , трихлорэтилен CHCl=CCl 2 , тетрахлорэтилен C 2 Cl 4 . В присутствии влаги хлор обесцвечивает зеленые листья растений, многие красители. Этим пользовались еще в XVIII в. для отбеливания тканей.

Хлор как отравляющий газ.

Получивший хлор Шееле отметил его очень неприятный резкий запах, затруднение дыхания и кашель. Как потом выяснили, человек чувствует запах хлора даже в том случае, если в одном литре воздуха содержится лишь 0,005 мг этого газа, и при этом он уже оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, разрушая клетки слизистой оболочки дыхательных путей и легких. Концентрация 0,012 мг/л переносится с трудом; если же концентрация хлора превышает 0,1 мг/л, он становится опасным для жизни: дыхание учащается, становится судорожным, а затем – все более редким, и уже через 5–25 минут происходит остановка дыхания. Предельно допустимой в воздухе промышленных предприятий считается концентрация 0,001 мг/л, а в воздухе жилых районов – 0,00003 мг/л.

Петербургский академик Товий Егорович Ловиц, повторяя в 1790 опыт Шееле, случайно выпустил значительное количество хлора в воздух. Вдохнув его, он потерял сознание и упал, потом в течение восьми дней страдал от мучительной боли в груди. К счастью, он выздоровел. Чуть не умер, отравившись хлором, и знаменитый английский химик Дэви. Опыты даже с небольшим количеством хлора опасны, так как могут вызвать сильное поражение легких. Рассказывают, что немецкий химик Эгон Виберг одну из своих лекций о хлоре начал словами: «Хлор – ядовитый газ. Если я отравлюсь во время очередной демонстрации, вынесите меня, пожалуйста, на свежий воздух. Но лекцию при этом придется, к сожалению, прервать». Если же выпустить в воздух много хлора, он становится настоящим бедствием. Это испытали на себе во время Первой мировой войны англо-французские войска. Утром 22 апреля 1915 германское командование решило провести первую в истории войн газовую атаку: когда ветер подул в сторону противника, на небольшом шестикилометровом участке фронта в районе бельгийского городка Ипр были одновременно открыты вентили 5730 баллонов, каждый из которых содержал 30 кг жидкого хлора. В течение 5 минут образовалось огромное желто-зеленое облако, которое медленно уходило от немецких окопов в сторону союзников. Английские и французские солдаты оказались полностью беззащитными. Газ проникал через щели во все укрытия, от него не было спасения: ведь противогаз еще не был изобретен. В результате было отравлено 15 тысяч человек, из них 5 тысяч – насмерть. Через месяц, 31 мая немцы повторили газовую атаку на восточном фронте – против русских войск. Это произошло в Польше у города Болимова. На фронте 12 км из 12 тысяч баллонов было выпущено 264 тонны смеси хлора со значительно более ядовитым фосгеном (хлорангидридом угольной кислоты COCl 2). Царское командование знало о том, что произошло при Ипре, и тем не менее русские солдаты не имели никаких средств защиты! В результате газовой атаки потери составили 9146 человек, из них только 108 – в результате ружейного и артиллерийского обстрела, остальные были отравлены. При этом почти сразу же погибло 1183 человека.

Вскоре химики указали, как спасаться от хлора: надо дышать через марлевую повязку, пропитанную раствором тиосульфата натрия (это вещество применяется в фотографии, его часто называют гипосульфитом). Хлор очень быстро реагирует с раствором тиосульфата, окисляя его:

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Конечно, серная кислота тоже не безвредное вещество, но ее разбавленный водный раствор намного менее опасен, чем ядовитый хлор. Поэтому у тиосульфата в те годы появилось еще одно название – «антихлор», но первые тиосульфатные противогазы были мало эффективны.

В 1916 русский химик, будущий академик Николай Дмитриевич Зелинский изобрел действительно эффективный противогаз, в котором ядовитые вещества задерживали слоем активированного угля. Такой уголь с очень развитой поверхностью мог задержать значительно больше хлора, чем пропитанная гипосульфитом марля. К счастью, «хлорные атаки» остались лишь трагическим эпизодом в истории. После мировой войны у хлора остались только мирные профессии.

Применение хлора.

Ежегодно во всем мире получают огромные количества хлора – десятки миллионов тонн. Только в США к концу 20 в. ежегодно путем электролиза получали около 12 млн. тонн хлора (10-е место среди химических производств). Основная его масса (до 50%) расходуется на хлорирование органических соединений – для получения растворителей, синтетического каучука, поливинилхлорида и других пластмасс, хлоропренового каучука, пестицидов, лекарственных средств, многих других нужных и полезных продуктов. Остальное потребляется для синтеза неорганических хлоридов, в целлюлозно-бумажной промышленности для отбеливания древесной пульпы, для очистки воды. В сравнительно небольших количествах хлор используют в металлургической промышленности. С его помощью получают очень чистые металлы – титан, олово, тантал, ниобий. Сжиганием водорода в хлоре получают хлороводород, а из него – соляную кислоту. Хлор применяют также для производства отбеливающих веществ (гипохлоритов, хлорной извести) и обеззараживания воды хлорированием.

Илья Леенсон

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлор – химический элемент VII группы 3 периода Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Неметалл.

Относится к элементам – p -семейства. Галоген. Порядковый номер – 17. Строение внешнего электронного уровня – 3s 2 3 p 5 . Относительная атомная масса – 35,5 а.е.м. Молекула хлора двухатомна – Cl 2 .

Химические свойства хлора

Хлор реагирует с простыми веществами металлами:

Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (t);

Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 ;

Cl 2 + 2Na = 2NaCl.

Хлор взаимодействует с простыми веществами неметаллами. Так, при взаимодействии с фосфором и серой образуются соответствующие хлориды, с фтором – фториды, с водородом – хлороводород, с кислородом – оксиды и т.д.:

5Cl 2 + 2P = 2HCl 5 ;

Cl 2 + 2S = SCl 2 ;

Cl 2 + H 2 = 2HCl;

Cl 2 + F 2 = 2ClF.

Хлор способен вытеснять бром и йод из их соединений с водородом и металлами:

Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl;

Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl.

Хлор способен растворяться в воде и щелочах, при этом происходят реакции диспропорционирования хлора, а состав продуктов реакции зависит от условий её проведения:

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O;

3 Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Хлор взаимодействует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием вещества с тривиальным названием – фосген, с аммиаком с образованием трихлорида аммония:

Cl 2 + CO = COCl 2 ;

3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3NH 4 Cl.

В реакциях хлор проявляет свойства окислителя:

Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S.

Хлор вступает в реакции взаимодействия с органическими веществами класса алканов, алкенов и аренов:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (условие – УФ-излучение);

CH 2 = CH 2 + Cl 2 = CH 2 (Cl)-CH 2 -Cl;

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 -Cl + HCl (kat = FeCl 3 , AlCl 3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (условие – УФ-излучение).

Физические свойства хлора

Хлор – газ желто-зеленого цвета. Термически устойчив. При насыщении охлажденной воды хлором образуется твердый кларат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется тетрахлориде углерода, жидких SiCl 4 и TiCl 4 . Плохо растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия. Не реагирует с кислородом. Сильный окислитель. Температура кипения — -34,1С, плавления — -101,03С.

Получение хлора

Ранее хлор получали по методу Шееле (реакция взаимодействия оксида марганца (VI) c соляной кислотой) или по методу Дикона (реакция взаимодействия хлороводорода с кислородом):

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;

4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2 .

В наше время для получения хлора используют следующие реакции:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O;

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (условие – электролиз).

Применение хлора

Хлор нашел широкое применение в различных областях промышленности, так его используют в производстве полимерных материалов (поливинилхлорид), отбеливателей, хлорорганических инсектицидов (гексахлоран), боевых отравляющих веществ (фосген), для обеззараживания воды, в пищевой промышленности, в металлургии и т.д.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Какой объем, масса и количество вещества хлора выделится (н.у.) при взаимодействии 17,4 г оксида марганца (IV) с соляной кислотой, взятой в избытке?
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с соляной кислотой: 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Молярные массы оксида марганца (IV) и хлора, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 87 и 71 г/моль, соответственно. Рассчитаем количество вещества оксида марганца (IV): n(MnO 2) = m(MnO 2) / M(MnO 2); n(MnO 2) = 17,4 / 87 = 0,2 моль. Согласно уравнению реакции n(MnO 2): n(Cl 2) = 1:1, следовательно, n(Cl 2) = n(MnO 2) = 0,2 моль. Тогда масса и объем хлора будут равны: m(Cl 2) = 0,2 × 71 = 14,2 г; V(Cl 2) = n(Cl 2)×V m = 0,2×22,4 = 4,48 л.
Ответ	Количество вещества хлора – 0,2 моль, масса – 14,2 г, объем – 4,48 л.

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
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.
Название элемента происходит от греческого clwroz - "зелёный".

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 ·6H 2 O, карналлита KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O, каинита KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства:

Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов). Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl - бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой . Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды - твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды - соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl 2 O. , газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO . Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты , малоустойчивы (NaClO*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь , смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2 , в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты , как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2 , - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота , HClO 3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO 2 и HClO 4 . Соли - хлораты ; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль ) - KClO 3 , использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO 4 , в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO 4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли - перхлораты , применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- 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.

Биологическая роль и токсичность:

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. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.
Хлор в виде простого вещества ядовит, 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.

Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева:

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	3s 2 3p 5
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 /( ·K)
Температура плавления	172.2
Теплота плавления	6.41 кДж /моль
Температура кипения	238.6
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

Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 17.

Элемент ХЛОР 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 Cl 2).

История открытия хлора

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 + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

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

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 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы.

В природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каинита KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. 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
35 Cl	34.968852721	Стабилен	—	3/2
36 Cl	35.9683069	301000 лет	β-распад в 36 Ar	0
37 Cl	36.96590262	Стабилен	—	3/2
38 Cl	37.9680106	37,2 минуты	β-распад в 38 Ar	2
39 Cl	38.968009	55,6 минуты	β-распад в 39 Ar	3/2
40 Cl	39.97042	1,38 минуты	β-распад в 40 Ar	2
41 Cl	40.9707	34 c	β-распад в 41 Ar
42 Cl	41.9732	46,8 c	β-распад в 42 Ar
43 Cl	42.9742	3,3 c	β-распад в 43 Ar

Физические и физико-химические свойства

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

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 b=4,50 , c=8,21 . Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную , имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 и c=6,12 .

Растворимость

Степень диссоциации молекулы хлора Cl 2 → 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 10 22 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 2p 6 3S² 3p 5 , 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 ClO 2 и Cl 2 O 6 . 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):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Взаимодействие с неметаллами

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.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3

Другие свойства

Cl 2 + CO → COCl 2

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

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислительные свойства хлора

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Способы получения

Промышленные методы

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

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

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 + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

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

2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl - — 2е - → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

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

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

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):

2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

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

Применение

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

Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода

• 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: Cl 2 + H 2 O → 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: 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 сжигании (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 HCO 3 - (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 Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 .

  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

  Анализируется

  — При помощи электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.