03.com.ua- свободная медицинская энциклопедия. Каждый зарегистрированый участник может редактировать статьи

Хлор

Материал из 03.com.ua
Перейти к: навигация, поиск

Шаблон:Химический элемент Хлор (Cl) — 17-й элемент периодической системы элементов, входит в 17-ю группу (ранее называвшуюся VII группой, основной подгруппой). В природе встречаются изотопы 35Cl и 37Cl. Относится к группе галогенов.

Простое вещество хлор — ядовитый желтовато-зеленый газ, в реестре CASномер 7782-50-5. Сильный окислитель. Используется в том числе в качестве отбеливателя и для дезинфекции (например, водопроводной воды).

Содержание

История

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

<math>4 \mbox{HCl} + \mbox{MnO}{_2} \rightarrow \mbox{Cl}{_2} + \mbox{MnCl}{_2} + 2 \mbox{H}{_2} \mbox{O}</math>

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его взаимодействие 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. Дэви пришёл к выводу, что «оксид мурия» представляет собой новый элемент, и назвал его англ. chlorine — от греч. χλωρος.

Происхождение названия

От греческого хлорос (греч. χλωρός) — «зелёный».

Промышленное производство

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой. В 1867 г. Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.

В настоящее время основным методом промышленного производства хлора является электролиз хлоридов щелочных и щёлочноземельных металлов — в первую очередь водных растворов (более 90 % производства), некоторое количество — расплавов. Мировое производство хлора составляло в 1975 г. 25 млн тонн (БСЭ), в 1997 году — 44 млн тонн (данные Euro Chlor).

Электролитическое производство хлора сопряжено с производством едкого натра и едкого кали. В настоящее время большая часть такого производства использует процесс с ртутным катодом, далее, в порядке убывания доли — электролиз с диафрагменным разделением и мембранный процесс. Интересно, что в связи со снижением выпуска хлорсодержащих пестицидов промышленная потребность в хлоре снизилась, и сегодня потребность в щелочах не сбалансирована с объемом получаемого хлора.

Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

Производимый хлор в основном сразу используется в различных производствах, а так же после предварительной очистки и ожижения сохраняется в специальных «танках», или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет, и выпускной вентиль таких баллонов изготавливается из стали. 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.

Физические свойства

Желто-зеленый газ, термически устойчивый. Ядовит.

Хлор хорошо растворяется в ТiСl4, SiCl4, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде).

Степень термической диссоциации Cl2 +243 кДж = 2Cl при 1000 К равна 2,07*10-4 %, при 2500 К 0.909 %.

Сродство атома хлора к электрону 3,65 эВ, энергия ионизации 12,97 эВ.

Химические свойства

Химически хлор 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. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере хлора, образуя РСl3, а при дальнейшем хлорировании — РСl5; сера с хлором при нагревании дает S2Сl2, SСl2 и другие SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция). Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % Н2, взрывоопасны. С кислородом хлор образует оксиды: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7 , а также гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Оксиды хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов. Хлор в воде диспропорционирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты:

<math>\mbox{Cl}{_2} + \mbox{H}{_2} \mbox{O} \rightarrow \mbox{HClO} + \mbox{HCl}</math>

<math>3 \mbox{Cl}{_2} + 3 \mbox{H}{_2} \mbox{O} ~ \stackrel{t}{\rightarrow} ~ \mbox{HClO}{_3} + 5 \mbox{HCl}</math>


При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды:

<math>2 \mbox{NaOH} + \mbox{Cl}{_2} \rightarrow \mbox{NaClO} + \mbox{NaCl} + \mbox{H}{_2} \mbox{O}</math>

<math>6 \mbox{NaOH} + 3 \mbox{Cl}{_2} \rightarrow \mbox{NaClO}{_3} + 5 \mbox{NaCl} + 3 \mbox{H}{_2} \mbox{O}</math>
(эти реакции являются основными в химии галогенов, изучаемой в большинстве ВУЗ'ов)


, а при нагревании — хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.

<math>\mbox{Ca(OH)}{_2} + \mbox{Cl}{_2} \rightarrow \mbox{CaOCl}{_2} + \mbox{H}{_2} \mbox{O}</math>


При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот.

<math>4 \mbox{NH}{_3} + 3 \mbox{Cl}{_2} \rightarrow \mbox{NCl}{_3} + 3 \mbox{NH}{_4} \mbox{Cl}</math>

При хлорировании ограниченных соединений хлор либо замещает водород:

<math>\mbox{R-H} + \mbox{Cl}{_2} \rightarrow \mbox{RCl} + \mbox{HCl}</math>


Либо присоединяется по кратным связям:

<math>\mbox{R}{^1}\mbox{-C=C-R}{^2} + \mbox{Cl}{_2} \rightarrow \mbox{R}{^1}\mbox{-CCl-CCl-R}{^2}</math>


,образуя различные хлорсодержащие органические соединения. Хлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF3, СlF5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды хлора: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3.

Применение

Элементарный хлор применяют для следующих целей:

Трехфтористый хлор и пятифтористый хлор применяются в качестве формы для применения и перевозки фтора в некриогенной форме и как мощнейшие окислители ракетного топлива. Хлорат фтора (перхлорилфторид) изредка применяется как мощный окислитель ракетного топлива.

Трехфтористый хлор дает с различными топливами удельный импульс и развивает температуру:

Биологическая роль

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. Некоторые растения, так называемые галофиты, не только способны расти на сильно засоленных почвах, но и накапливают в больших количествах хлориды. Известны микроорганизмы (галобактерии и др.) и животные, обитающие в условиях высокой солености среды. Хлор — один из основных элементов водно-солевого обмена животных и человека, определяющих физико-химические процессы в тканях организма. Он участвует в поддержании кислотно-щелочного равновесия в тканях, осморегуляции (хлор — основное осмотически активное вещество крови, лимфы и др. жидкостей тела), находясь, в основном, вне клеток. У растений хлор принимает участие в окислительных реакциях и фотосинтезе.

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.

Особенности работы

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. 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 Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3. ПДК хлора в воздухе рабочих помещений 1 мг/м3, в воздухе населенных пунктов 0,03 мг/м3.

Литература

Б. С. Э.

Ссылки

См. также

Шаблон:Периодическая система элементов


Шаблон:Chem-element-stub

<span id="interwiki-sk-fa" />

af:Chloor ar:كلور ast:Cloru az:Xlor bat-smg:Chluors be:Хлор bg:Хлор bn:ক্লোরিন bs:Hlor ca:Clor cs:Chlór cy:Clorin da:Klor de:Chlor el:Χλώριο en:Chlorine eo:Kloro es:Cloro et:Kloor fa:کلر fi:Kloori fr:Chlore fur:Clôr gl:Cloro (elemento) he:כלור hi:क्लोरीन hr:Klor ht:Klò hu:Klór hy:Քլոր id:Klor io:Kloro is:Klór it:Cloro ja:塩素 jbo:kliru ko:염소 (원소) la:Chlorum lb:Chlor ln:Koloki lt:Chloras lv:Hlors mi:Hau māota mk:Хлор ml:ക്ലോറിന്‍ ms:Klorin nds:Chlor nl:Chloor nn:Klor no:Klor nov:Klore oc:Clòr pl:Chlor pt:Cloro qu:Kluru ro:Clor sh:Hlor simple:Chlorine sk:Chlór sl:Klor sq:Klori sr:Хлор sv:Klor ta:குளோரின் th:คลอรีน tr:Klor uk:Хлор uz:Xlor vi:Clo zh:氯 zh-yue:氯