Фізичні властивості хлору: густина, теплоємність, теплопровідність Cl2. Хлор дуже сильний окислювач Поширення хлору

Хлор(Лат. chlorum), cl, хімічний елемент vii групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до сімейства галогенів.За нормальних умов (0°С, 0,1 Мн/м 2або 1 кгс/см 2) жовто-зелений газ із різким дратівливим запахом. Природний Х. складається з двох стабільних ізотопів: 35 cl (75,77%) та 37 cl (24,23%). Штучно отримані радіоактивні ізотопи з масовими числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 та періодами напіврозпаду ( t 1/2) відповідно 0,31; 2,5; 1,56 сік; 3 , 1? 10 5 років; 37,3, 55,5 та 1,4 хв. 36 cl та 38 cl використовуються як ізотопні індикатори.

Історична довідка. Х. отримано вперше у 1774 До. Шеєлевзаємодією соляної кислоти з піролюзитом mno 2 . Однак лише у 1810 р. Девівстановив, що хлор – елемент і назвав його chlorine (від грец. chlor o s – жовто-зелений). У 1813 Ж. Л. Гей-Люссакзапропонував при цьому елемента назву Х.

Поширення у природі. Х. зустрічається у природі лише як сполук. Середній вміст Х. у земній корі (кларк) 1,7? 10 -2 % за масою, у кислих вивержених породах - гранітах та ін. 2,4? 10 -2 , в основних та ультраосновних 5 ? 10-3. Основну роль історії Х. в земної корі грає водна міграція. У вигляді іона cl він міститься у Світовому океані (1,93%), підземних розсолах та соляних озерах. Число власних мінералів (переважно хлоридів природних) 97, головний з них галить naci . Відомі також великі родовища хлоридів калію та магнію та змішаних хлоридів: сильвін kcl, сильвініт(na, k) ci, карналіт kci? mgcl 2? 6h 2 o, каїніт kci? mgso 4? 3h 2 o, бішофіт mgci 2? 6h 2 o. В історії Землі велике значеннямало надходження міститься у вулканічних газах hcl у верхні частини земної кори.

Фізичні та хімічні властивості. Х. має t kіп -34,05 ° С, t nл - 101°С. Щільність газоподібного Х. за нормальних умов 3,214 г/л; насиченої пари при 0°С 12,21 г/л; рідкого Х. при температурі кипіння 1,557 г/см 3 ; твердого Х. при - 102°C 1,9 г/см 3 . Тиск насиченої пари Х. при 0°С 0,369; при 25°C 0,772; при 100°c 3,814 Мн/м 2або відповідно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавлення 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота випаровування 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоємність газу при постійному тиску 0,48 кдж/(кг? До) . Критичні константи Х.: температура 144 ° c, тиск 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2) , щільність 573 г/л, питомий обсяг 1,745? 10 -3 л/г. Розчинність (в г/л) Х. при парціальному тиску 0,1 Мн/м 2 , або 1 кгс/см 2 , у воді 14,8 (0 ° С), 5,8 (30 ° c), 2,8 (70 ° c); у розчині 300 г/л naci 1,42 (30 ° c), 0,64 (70 ° c). Нижче 9,6 ° С у водних розчинах утворюються гідрати Х. змінного складу cl? n h 2 o (де n = 6? 8); це жовті кристали кубічної сингонії, що розкладаються при підвищенні температури на Х. та воду. Х. добре розчиняється в ticl 4 , sic1 4 , sncl 4 та деяких органічних розчинниках (особливо в гексані c 6 h 14 і чотирихлористому вуглеці ccl 4). Молекула Х. двоатомна (cl 2). Ступінь термічної дисоціації cl 2 + 243 кдж u 2cl при 1000 До дорівнює 2,07? 10 -40%, при 2500 К 0,909%. Зовнішня електронна конфігурація атома cl 3 s 2 3 p 5 . Відповідно до цього Х. у сполуках виявляє ступеня окислення -1, +1, +3, +4, +5, +6 та +7. Ковалентний радіус атома 0,99 ?, іонний радіус cl - 1,82 ?, спорідненість атома Х. до електрона 3,65 ев,енергія іонізації 12,97 ев.

Хімічно Х. дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні) та з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворюючи відповідні хлориди,вступає в реакцію з багатьма сполуками, заміщає водень у граничних вуглеводнях та приєднується до ненасичених сполук. Х. витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами; із сполук Х. з цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали у присутності слідів вологи взаємодіють із Х. із запаленням, більшість металів реагує із сухим Х. тільки при нагріванні. Сталь, а також деякі метали стійки в атмосфері сухого Х. в умовах невисоких температур, тому їх використовують для виготовлення апаратури і сховищ для сухого Х. Фосфор спалахує в атмосфері Х., утворюючи pcl 3 а при подальшому хлоруванні - pcl 5 ; сірка з Х. при нагріванні дає s 2 cl 2 , scl 2 та ін. n cl m. Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють з Х. Суміш Х. з воднем горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям з утворенням хлористого водню(це ланцюгова реакція),

Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200°C. Суміші Х. з воднем, що містять від 5,8 до 88,5% h 2 вибухонебезпечні.

З киснем Х. утворює оксиди: cl 2 o, clo 2 , cl 2 o 6 , cl 2 o 7 , cl 2 o 8 , а також гіпохлорити (солі хлорнуватистої кислоти) , хлорити, хлоратита перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Окиси Х. малостійкі і можуть спонтанно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати та перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів.

Х. у воді гідролізується, утворюючи хлорнуватисту і соляну кислоти: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоді утворюються гіпохлорити та хлориди: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, а при нагріванні – хлорати. Хлоруванням сухого гідроксиду кальцію отримують хлорне вапно.

При взаємодії аміаку з Х. утворюється трихлористий азот . При хлоруванні органічних сполук Х. або заміщує водень: r-h + ci 2 = rcl + hci, або приєднується по кратних зв'язках утворюючи різні органічні сполуки, що містять хлор. .

Х. утворює з ін. галогенами міжгалогенні з'єднання.Фториди clf, clf 3 clf 5 дуже реакційноздатні; наприклад, в атмосфері clp 3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем і фтором - оксифториди Х.: clo 3 f, clo 2 f 3 , clof, clof 3 і перхлорат фтору fclo 4 .

Отримання. Х. почали виробляти в промисловості в 1785 взаємодією соляної кислоти з двоокисом марганцю або піролюзитом. У 1867 р. англійський хімік Г. Дікон розробив спосіб отримання Х. окисленням hcl киснем повітря в присутності каталізатора. З кінця 19 – початку 20 ст. Х. одержують електролізом водних розчинів хлоридів лужних металів. За цими методами в 70-х роках. 20 ст. виробляється 90-95% Х. у світі. Невеликі кількості Х. виходять попутно при виробництві магнію, кальцію, натрію та літію електролізом розплавлених хлоридів. У 1975 р. світове виробництво Х. становило близько 25 млн. дол. т.Застосовуються два основні методи електролізу водних розчинів naci: 1) в електролізерах з твердим катодом і пористою фільтруючої діафрагмою; 2) в електролізерах з ртутним катодом. За обома методами на графітовому або окисному титано-рутенієвому аноді виділяється газоподібний Х. За першим методом на катоді виділяється водень і утворюється розчин naoh і nacl, з якого подальшою переробкою виділяють товарну каустичну соду. За другим методом на катоді утворюється амальгама натрію, при її розкладанні чистою водою в окремому апараті виходять розчин naoh, водень і чиста ртуть, яка знову йде у виробництво. Обидва методи дають на 1 тХ. 1,125 т naoh.

Електроліз з діафрагмою вимагає менших капіталовкладень в організацію виробництва Х., дає більш дешевий naoh. Метод з ртутним катодом дозволяє отримувати дуже чистий naoh, але втрати ртуті забруднюють довкілля. У 1970 за методом з ртутним катодом вироблялося 62,2% світового виробітку Х., з твердим катодом 33,6% та ін. способами 4,2%. Після 1970 року почали застосовувати електроліз з твердим катодом та іонообмінною мембраною, що дозволяє отримувати чистий naoh без використання ртуті.

Застосування. Однією з найважливіших галузей хімічної промисловості є хлорна промисловість. Основні кількості Х. переробляються на місці його виробництва в сполуки, що містять хлор. Зберігають і перевозять Х. рідкому вигляді в балонах, бочках, ж.-д. цистернах або у спеціально обладнаних суднах. Для індустріальних країн характерно наступне зразкове споживання Х.: на виробництво органічних сполук, що містять хлор, - 60-75%; неорганічних сполук, що містять Х. - 10-20%; на відбілювання целюлози та тканин - 5-15%; на санітарні потреби та хлорування води - 2-6% від загального виробітку.

Х. застосовується також для хлорування деяких руд з метою отримання титану, ніобію, цирконію та ін.

Л. М. Якименко.

Х. в організмі. Х. - один із біогенних елементів,постійний компонент тканин рослин та тварин. Зміст Х. в рослинах (багато Х. в галофітах) - від тисячних часток відсотка до цілих відсотків, у тварин - десяті та соті частки відсотка. Добова потреба дорослої людини в Х. (2-4 г) покривається рахунок харчових продуктів. З їжею Х. надходить зазвичай надлишку у вигляді хлориду натрію і хлориду калію. Особливо багаті Х. хліб, м'ясні та молочні продукти. В організмі тварин Х. – основна осмотично активна речовина плазми крові, лімфи, спинномозкової рідини та деяких тканин. Відіграє роль у водно-сольовому обміні,сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з ін. процесами шляхом зміни в розподілі Х. між кров'ю та ін тканинами. Х. бере участь в енергетичному обміні у рослин, активуючи як окисне фосфорилювання,так і фотофосфорилування. Х. позитивно впливає на поглинання корінням кисню. Х. необхідний для утворення кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами.До складу більшості поживних середовищ для штучного культивування рослин Х. не входить. Можливо, у розвиток рослин достатні дуже малі концентрації Х.

М. Я. Школяр.

Отруєння Х . можливі у хімічній, целюлозно-паперовій, текстильній, фармацевтичній промисловості та ін. Х. дратує слизові оболонки очей та дихальних шляхів. До первинних запальних змін зазвичай приєднується вторинна інфекція. Гостро отруєння розвивається майже негайно. При вдиханні середніх та низьких концентрацій Х. відзначаються сором і біль у грудях, сухий кашель, прискорене дихання, різь в очах, сльозотеча, підвищення вмісту лейкоцитів у крові, температури тіла тощо. Можливі бронхопневмонія, токсичний набряк легень, депресивні стани, судоми. У легенях одужання настає через 3-7 добу.Як віддалені наслідки спостерігаються катари верхніх дихальних шляхів, рецидивуючий бронхіт, пневмосклероз та ін; можлива активізація туберкульозу легень. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій Х. спостерігаються аналогічні, але повільно форми, що розвиваютьсязахворювання. Профілактика отруєнь: герметизація виробничого обладнання, ефективна вентиляція, при необхідності використання протигазу. Гранично допустима концентрація Х. у повітрі виробничих приміщень 1 мг/м 3 . Виробництво Х., хлорного вапна та ін. хлорвмісних сполук відноситься до виробництв зі шкідливими умовами праці, де по сов. законодавству обмежено застосування праці жінок та неповнолітніх.

А. А. Каспаров.

Літ.:Якименко Л. М., Виробництво хлору, каустичної соди та неорганічних хлорпродуктів, М., 1974; Некрасов Би. Ст, Основи загальної хімії, 3 видавництва, [т.] 1, М., 1973; Шкідливі речовини у промисловості, під ред. Н. Ст, Лазарєва, 6 видавництво, т. 2, Л., 1971; сприятливі ворганічної хімічної, ed. j. c. bailar, v. 1-5, oxf. - , 1973.

реферат

На заході Фландрії лежить крихітне містечко. Проте його назва відома всьому світу і довго ще зберігатиметься в пам'яті людства як символ одного з найбільших злочинів проти людства. Це містечко – Іпр. Крес - Іпр - Хіросіма - віхи на шляху перетворення війни на гігантську машину знищення.

На початку 1915 р. на лінії західного фронту утворився так званий Іпрський виступ. Союзні англо-французькі війська на північний схід від Іпру вклинилися на територію, зайняту німецькою армією. Німецьке командування вирішило завдати контрудару і вирівняти лінію фронту. Вранці 22 квітня, коли дув рівний норд-ост, німці розпочали незвичайну підготовку до наступу – вони провели першу в історії війн газову атаку. На іпрській ділянці фронту було одночасно відкрито 6000 балонів хлору. Протягом п'яти хвилин утворилася величезна, вагою 180 т, отруйна жовто-зелена хмара, яка повільно рухалася до окопів противника.

Цього ніхто не очікував. Війська французів і англійців готувалися до атаки, до артилерійського обстрілу, солдати надійно окопалися, але перед згубною хмарою вони були абсолютно беззбройними. Смертоносний газ проникав у всі щілини, на всі укриття. Результати першої хімічної атаки (і першого порушення Гаазької конвенції 1907 р. про незастосування отруйних речовин!) були приголомшливими. хлорвразив близько 15 тисяч людей, причому приблизно 5 тисяч – на смерть. І все це – задля того, щоб вирівняти лінію фронту завдовжки 6 км! Через два місяці німці здійснили хлорну атаку і на східному фронті. А за два роки Іпр примножив свою сумну популярність. Під час важкої битви 12 липня 1917 р. в районі цього міста була вперше застосована отруйна речовина, названа згодом іпритом. Іприт – це похідне хлору, дихлордіетилсульфід.

Про ці епізоди історії, пов'язані з одним маленьким містечком і одним хімічним елементом, ми нагадали для того, щоб показати, наскільки небезпечним може бути елемент № 17 у руках войовничих божевільних. Це - найпохмуріша сторінка історії хлору. Але було б зовсім невірно бачити в хлорі тільки отруйну речовину та сировину для виробництва інших отруйних речовин.

Історія елементного хлору порівняно коротка, вона веде початок із 1774 р. Історія сполук хлору стара, як світ. Досить, що хлористий натрій - це кухонна сіль. І, мабуть, ще в доісторичні часи було помічено здатність солі консервувати м'ясо та рибу.

Найдавніші археологічні знахідки - свідчення використання солі людиною відносяться приблизно до 3-4 тисячоліття до н. Але найдавніший опис видобутку кам'яної солі зустрічається у творах грецького історика Геродота (V ст. до н.е.). Геродот описує видобуток кам'яної солі у Лівії. В оазі Сінах у центрі Лівійської пустелі знаходився знаменитий храм бога Аммона-Ра. Тому Лівія і називалася «Ammonia», і перша назва кам'яної солі була «sal ammoniacum». Пізніше, починаючи приблизно з XIII ст. н.е., ця назва закріпилася за хлористим амонієм.

У «Природній історії» Плінія Старшого описаний метод відокремлення золота від неблагородних металів при прожарюванні з сіллю та глиною. А один із перших описів очищення хлористого натрію знаходимо у працях великого арабського лікаря та алхіміка Джабір ібн-Хайяна (у європейському написанні – Гебер).

Цілком імовірно, що алхіміки стикалися і з елементним хлором, оскільки в країнах Сходу вже в ІХ, а в Європі в ХІІІ ст. була відома «царська горілка» - суміш соляної та азотної кислот. У випущеній 1668 р. книзі голландця Ван-Гельмонта «Hortus Medicinae» говориться, що з спільному нагріванні хлористого амонію та азотної кислоти виходить якийсь газ. Судячи з опису, цей газ дуже схожий на хлор.

Детально хлор вперше описаний шведським хіміком Шеелеу його трактаті про піролюзит. Нагріваючи мінерал піролюзит із соляною кислотою, Шееле помітив запах, характерний для царської горілки, зібрав і досліджував жовто-зелений газ, що породжував цей запах, і вивчив його взаємодію з деякими речовинами. Шееле першим виявив дію хлору на золото і кіновар (в останньому випадку утворюється сулема) і властивості хлору, що відбілюють.

Шееле не вважав знову відкритий газ простою речовиною та назвав його «дефлогістонованою соляною кислотою». Говорячи сучасною мовою, Шееле, а за ним та інші вчені того часу вважали, що новий газ - це оксид соляної кислоти.

Дещо пізніше Бертоле і Лавуазьє запропонували вважати цей газ оксидом якогось нового елемента «мурію». Протягом трьох із половиною десятиліть хіміки безуспішно намагалися виділити невідомий мурій.

Прихильником «окису мурію» був і Деві, який у 1807 р. розклав електричним струмом кухонну сіль на лужний метал натрій і жовто-зелений газ. Однак, через три роки, після багатьох безплідних спроб отримати мурій Деві дійшов висновку, що газ, відкритий Шееле, - проста речовина, елемент, і назвав його chloric gas або chlorine (від грецької - жовто-зелений). А ще за три роки Гей-Люссак дав новому елементу більш коротке ім'я – хлор. Правда, ще в 1811 р. німецький хімік Швейгер запропонував для хлору іншу назву - «галоген» (дослівно вона перекладається як солерод), але ця назва спочатку не прищепилася, а згодом стала спільною для цілої групи елементів, до якої входить і хлор.

«Особиста картка» хлору

На питання, що ж таке хлор, можна дати щонайменше десяток відповідей. По-перше, це галоген; по-друге, один із найсильніших окислювачів; по-третє, надзвичайно отруйний газ; по-четверте, найважливіший продукт основної хімічної промисловості; по-п'яте, сировина для виробництва пластмас та отрутохімікатів, каучуку та штучного волокна, барвників та медикаментів; по-шосте, речовина, за допомогою якої отримують титан і кремній, гліцерин і фторопласт; по-сьоме, засіб для очищення питної води та відбілювання тканин.

Цей перелік можна було б продовжити.

За звичайних умов елементний хлор – досить важкий жовто-зелений газ з різким характерним запахом. Атомна вага хлору 35,453, а молекулярна - 70,906, тому що молекула хлору двоатомна. Один літр газоподібного хлору за нормальних умов (температура 0°З тиск 760 мм ртутного стовпа) важить 3,214 р. При охолодженні до температури - 34,05°С хлор конденсується в жовту рідину (щільністю 1,56 г/см 3 ), а при температурі - 101,6°С твердне. При підвищеному тиску хлор можна перетворити на рідину і за більш високих температур аж до +144°С. Хлор добре розчиняється в дихлоретані і деяких інших органічних хлорвмісних розчинниках.

Елемент № 17 дуже активний – він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи. Тому у природі він зустрічається лише у вигляді сполук. Найпоширеніші мінерали, що містять хлор, галіт NaCl, сильвініт KCl NaCl, бішофіт MgCl 2 -6H 2 O, карналіт KCl-MgCl 2 -6H 2 O, каїніт KCl-MgSO 4 -3H 2 O. Це їх насамперед «вина» (або «заслуга»), що вміст хлору у земній корі становить 0,20% за вагою. Для кольорової металургії дуже важливі деякі відносно рідкісні мінерали, що містять хлор, наприклад рогове срібло AgCl.

По електропровідності рідкий хлор займає місце серед найсильніших ізоляторів: він проводить струм майже в мільярд разів гірше, ніж дистильована вода, і в 1022 разів гірше за срібло.

Швидкість звуку в хлорі приблизно в півтора рази менша, ніж у повітрі.

І насамкінець - про ізотопи хлору.

Зараз відомі десять ізотопів цього елемента, але в природі зустрічаються лише два - хлор-35 та хлор-37. Першого приблизно втричі більше, ніж другого.

Інші вісім ізотопів отримані штучно. Найкоротший з них - 32 Cl має період напіврозпаду 0,306 секунди, а самий довгоживучий - 36 Cl - 310 тис. років.

ЕЛЕМЕНТАРНИЙ РОЗРАХУНОК. При отриманні хлору електролізом розчину кухонної солі одночасно виходять водень і їдкий натр: 2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH. Звичайно, водень - дуже важливий хімічний продукт, але є дешевші і зручніші способи виробництва цієї речовини, наприклад конверсія природного газу... А ось їдкий натр отримують майже виключно електролізом розчинів кухонної солі - інших методів припадає менше 10%. Оскільки виробництва хлору і NaOH повністю взаємопов'язані (як випливає з рівняння реакції, отримання однієї грам-молекули - 71 г хлору - незмінно супроводжується одержанням двох грам-молекул - 80 г електролітичного лугу), знаючи продуктивність цеху (або заводу, або держави) по лугу можна легко розрахувати, скільки хлору він виробляє. Кожній тонні NaOH «супроводжують» 890 кг хлору.

НУ І ЗМАЩЕННЯ! Концентрована сірчана кислота - практично єдина рідина, яка не взаємодіє з хлором. Тому для стиснення та перекачування хлору на заводах використовують насоси, в яких роль робочого тіла та одночасно змащення виконує сірчана кислота.

ПСЕВДОНІМ ФРІДРІХА ВЕЛЕРА. Досліджуючи взаємодію органічних речовин із хлором, французький хімік ХІХ ст. Жан Дюма зробив разюче відкриття: хлор здатний заміщати водень у молекулах органічних сполук. Наприклад, при хлоруванні оцтової кислоти спочатку один водень метильної групи заміщається на хлор потім інший, третій. Але найдивовижнішим було те, що за хімічними властивостями хлороцтові кислоти мало чим відрізнялися від оцтової кислоти. Виявлений Дюма клас реакцій був абсолютно незрозумілим, що панували на той час електрохімічною гіпотезою і теорією радикалів Берцеліуса. Берцеліус, його учні та послідовники бурхливо заперечували правильність робіт Дюма. У німецькому журналі "Annalen der Chemie und Pharmacie" з'явився знущальний лист знаменитого німецького хіміка Фрідріха Велера під псевдонімом S. С. Windier (німецькою "Schwindler" означає "брехун", "ошуканець"). У ньому повідомлялося, що автору вдалося замістити в клітковині (C 6 H 10 O 5) всі атоми вуглецю , водню і кисню на хлор, причому властивості клітковини при цьому не змінилися. І що тепер у Лондоні роблять теплі набряки з вати, що складається з чистого хлору.

ХЛОР І ВОДА. Хлор помітно розчиняється у воді. При 20°З одному обсязі води розчиняється 2,3 об'єму хлору. Водні розчини хлору (хлорна вода) – жовтого кольору. Але з часом, особливо при зберіганні на світлі, вони поступово знебарвлюються. Пояснюється це тим, що розчинений хлор частково взаємодіє з водою, утворюються соляна та хлорноваста кислоти: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Остання нестійка і поступово розпадається на HCl та кисень. Тому розчин хлору у воді поступово перетворюється на розчин соляної кислоти.

Але при низьких температурах хлор та йоду утворюють кристалогідрат незвичайного складу - Cl 2 *5 3 / 4 H 2 O. Ці зеленувато-жовті кристали (стійкі тільки при температурах нижче 10 ° С) можна отримати, пропускаючи хлор через воду з льодом. Незвичайна формула пояснюється структурою кристалогідрату, а вона визначається в першу чергу структурою льоду. У кристалічних ґратах льоду молекули H 2 O можуть розташовуватися таким чином, що між ними з'являються закономірно розташовані порожнечі. Елементарний кубічний осередок містить 46 молекул води, між якими є вісім мікроскопічних порожнин. У цих порожнинах і осідають молекули хлору. Точна формула кристалогідрату хлору тому має бути записана так: 8Cl 2 *46H 2 O.

ОТРУЄННЯ ХЛОРОМ. Присутність у повітрі вже близько 0,0001% хлору дратівливо діє слизові оболонки. Постійне перебування в такій атмосфері може призвести до захворювання бронхів, різко погіршує апетит, надає зеленого відтінку шкіри. Якщо вміст хлору повітря становить 0,1%, може наступити гостре отруєння, перша ознака якого - напади найсильнішого кашлю. При отруєнні хлором потрібний абсолютний спокій; корисно вдихати кисень або аміак (нюхаючи нашатирний спирт) або пари спирту з ефіром. За існуючими санітарними нормами вміст хлору повітря виробничих приміщень має перевищувати 0,001 мг/л, т. е. 0,00003%.

HE ТІЛЬКИ ОТРУТ. «Що вовки жадібні, кожен знає». Що хлор отруйний – теж. Однак у невеликих дозах отруйний хлор іноді може бути і отрутою. Так, потерпілим від сірководню дають нюхати нестійке хлорне вапно. Взаємодіючи, дві отрути взаємно нейтралізуються.

АНАЛІЗ НА ХЛОРІ. Для визначення вмісту хлору пробу повітря пропускають через поглиначі з підкисленим розчином йодистого калію. (Хлор витісняє під, кількість останнього легко визначається фільтруванням за допомогою розчину Na 2 S 2 O 3 .) Для визначення мікрокількостей хлору в повітрі часто застосовується колориметричний метод, заснований на різкій зміні забарвлення деяких сполук (бензидину, ортотолуїдину, метилоранжу) при окисленні їх хлор . Наприклад, безбарвний підкислений розчин бензидину набуває жовтого кольору, а нейтральний - синій. Інтенсивність фарбування пропорційна кількості хлору.

• Позначення – Cl (Chlorum);
• Період – III;
• Група – 17 (VIIa);
• Атомна маса – 35,4527;
• Атомний номер – 17;
• Радіус атома = 99 пм;
• Ковалентний радіус = 102±4 пм;
• Розподіл електронів - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• t плавлення = 100,95 ° C;
• t кипіння = -34,55 ° C;
• Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 3,16/-;
• Ступінь окиснення: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Щільність (н. у.) = 3,21 г/см 3;
• Молярний об'єм = 18,7 см3/моль.

Хлор у чистому вигляді вперше виділив шведський учений Карл Шееле у 1774 році. Свою нинішню назву елемент отримав у 1811 році, коли Г.Деві запропонував назву "хлорин", яка незабаром була скорочена до "хлору" з легкої руки Ж. Гей-Люссака. Німецький вчений Йоган Швейгер запропонував для хлору назву "галоген", але цим терміном було вирішено назвати всю групу елементів, до якої входить і хлор.

Хлор є найпоширенішим галогеном у земній корі - частку хлору припадає 0,025% всієї маси атомів земної кори. Через свою високу активність хлор не зустрічається в природі у вільному вигляді, а лише у складі сполук, при цьому хлору "по барабану" з яким елементом вступати в реакцію, сучасній науці відомі сполуки хлору практично з усією таблицею Менделєєва.

Основна маса хлору Землі міститься у солоній воді Світового океану (зміст 19 г/л). З мінералів найбільше хлору міститься в галіті, сильвіні, сильвініті, бішофіті, карналіті, каїніті.

Хлор відіграє важливу роль у діяльності нервових клітин, а також у регуляції осмотичних процесів, що відбуваються в організмі людини та тварин. Також хлор входить до складу зеленої речовини рослин – хлорофілу.

Природний хлор складається із суміші двох ізотопів:

• 35 Cl - 75,5%
• 37 Cl - 24,5%

Рис. Будова атома хлору.

Електронна конфігурація атома хлору - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (див. Електронна структура атомів). В утворенні хімічних зв'язків з іншими елементами можуть брати участь 5 електронів, що знаходяться на зовнішньому 3p-рівні + 2 електрони 3s рівня (всього 7 електронів), тому в з'єднаннях хлор може приймати ступеня окиснення від +7 до -1. Як було зазначено вище, хлор є хімічно активним галогеном.

Фізичні властивості хлору:

• за н.у. хлор є отруйним газом жовто-зеленого кольору із різким запахом;
• хлор у 2,5 рази важчий за повітря;
• за н.у. в 1 л води розчиняється 2,5 об'єму хлору - цей розчин називається хлорна вода.

Хімічні властивості хлору

Взаємодія хлору з простими речовинами(Cl виступає у ролі сильного окислювача):

• з воднем (реакція протікає лише за наявності світла): Cl 2 +H 2 = 2HCl
• з металами з утворенням хлоридів: Cl 2 0 +2Na 0 = 2Na +1 Cl -1 3Cl 2 0 +2Fe 0 = 2Fe +3 Cl 3 -1
• з неметалами, менш електронегативними, ніж хлор: Cl 2 0 +S 0 = S +2 Cl 2 -1 3Cl 2 0 +2P 0 = 2P +3 Cl 3 -1
• з азотом та киснем хлор не реагує безпосередньо.

Взаємодія хлору зі складними речовинами:

Однією з найвідоміших реакцій хлору зі складними речовинами є взаємодія хлору з водою - хто живе у великому місті, напевно, періодично стикається із ситуацією, коли, відкривши кран з водою, відчуває стійкий запах хлору, після чого багато хто нарікає, мовляв, знову воду хлорували. . Хлорування води є одним із основних способів її знезараження від небажаних мікроорганізмів, небезпечних для здоров'я людини. Чому так відбувається? Розберемо реакцію хлору з водою, яка протікає у два етапи:

• На першому етапі відбувається утворення двох кислот: соляної та хлорноватистої: Cl 2 0 +H 2 O ↔ HCl -1 +HCl +1 O
• На другому етапі хлорновата кислота розкладається з виділенням атомарного кисню, який окислює воду (вбиваючи мікроорганізми) + піддає відбілюючій дії тканини, пофарбовані органічними барвниками, якщо їх опустити в хлорну воду: HClO = HCl + [O] - реакція йде на світла

З кислотамихлор не взаємодіє.

Взаємодія хлору з підставами:

• на холоді: Cl 2 0 +2NaOH = NaCl -1 +NaCl +1 O+H 2 O
• при нагріванні: 3Cl 2 0 +6KOH = 5KCl -1 +KCl +5 O 3 +3H 2 O
• з бромідами металів: Cl 3 +2KBr = 2KCl+Br 2 ↓
• з йодидами металів: Cl 2 +2KI = 2KCl+I 2 ↓
• з фторидами металів хлор не реагує, внаслідок їх вищої окисної здатності, ніж у хлору.

Хлор "охоче" входить у реакції з органічними речовинами:

Cl 2 +CH 4 → CH 3 Cl+HCl Cl 2 +C 6 H 6 → C 6 H 5 Cl+HCl

В результаті першої реакції з метаном, що протікає на світлі, утворюється хлористий метил та соляна кислота. В результаті другої реакції з бензолом, яка протікає в присутності каталізатора (AlCl 3), утворюється хлорбензол та соляна кислота.

• Рівняння окисно-відновних реакцій хлору (метод електронного балансу).
• Рівняння окисно-відновних реакцій хлору (метод напівреакцій).

Одержання та застосування хлору

Промисловим способом хлор отримують електролізом водного розчину (хлор виділяється на аноді; на катоді - водень) або розплаву хлориду натрію (хлор виділяється на аноді; на катоді - натрій):

2NaCl+2H 2 O → Cl 2 +H 2 +2NaOH 2NaCl → Cl 2 +2Na

У лабораторії хлор отримують дією концентрованої HCl різні окислювачі при нагріванні. В ролі окислювачів можуть виступати оксид марганцю, перманганат калію, бертолетова сіль:

4HCl -1 +Mn +4 O 2 = Mn +2 Cl 2 +Cl 2 0 +2H 2 O 2KMn +7 O 4 +16HCl -1 = 2KCl+2Mn +2 Cl 2 +5Cl 2 0 +8H 2 O KCl + 5 O 3 +6HCl -1 = KCl+3Cl 2 0 +3H 2 O

Застосування хлору:

• відбілювання тканин та паперу;
• знезараження води;
• виробництво пластмас;
• виробництво хлорного вапна, хлороформу, отрутохімікатів, миючих засобів, каучуків;
• синтез хлороводню у виробництві соляної кислоти.

Хлор (χλωρός - Зелений) - елемент головної підгрупи сьомої групи, третього періоду періодичної системи хімічних елементів, з атомним номером 17.

Елемент ХЛОР позначається символом Cl(Лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. Входить до групи галогенів (спочатку назву галоген використовував німецький хімік Швейгер для хлору [дослівно галоген перекладається як солерод], але воно не прижилося, і згодом стало загальним для VII групи елементів, в яку входить і хлор).

Проста речовина хлор(CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умов - отруйний газ жовтувато-зеленого кольору, з різким запахом. Молекула двоатомна хлору (формула Cl 2).

Історія відкриття хлору

Схема атома хлору

Вперше хлор був отриманий у 1772 р. Шееле, який описав його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит:

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

Шееле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської горілки, його здатність взаємодіяти із золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості.

Шееле, відповідно до теорії флогістону, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислотутобто оксид соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента муріяПроте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електролізом вдалося розкласти кухонну сіль. натрійі хлор.

Поширення у природі

У природі зустрічаються два ізотопи хлору 35 Cl і 37 Cl. У земній корі хлор найпоширеніший галоген. Хлор дуже активний він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи.

У природі він зустрічається тільки у вигляді сполук у складі мінералів: галіту NaCI, сильвіну KCl, сильвініту KCl · NaCl, бішофіту MgCl 2 · 6H2O, карналіту KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніту KCl · MgSO 4 · 3Н 2 Про. Великі запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів.

Перед хлору припадає 0,025 % від загальної кількості атомів земної кори, кларковое число хлору — 0,19%, а людський організм містить 0,25 % іонів хлору за масою. В організмі людини та тварин хлор міститься в основному в міжклітинних рідинах (у тому числі в крові) і відіграє важливу роль у регуляції осмотичних процесів, а також у процесах, пов'язаних із роботою нервових клітин.

Ізотопний склад

У природі зустрічаються 2 стабільні ізотопи хлору: з масовим числом 35 і 37. Частки їх вмісту відповідно дорівнюють 75,78% і 24,22%.

Фізичні та фізико-хімічні властивості

За нормальних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом. Деякі його фізичні властивості представлені у таблиці.

При охолодженні хлор перетворюється на рідину при температурі близько 239 К, а потім нижче 113 К кристалізується в орторомбічну решітку з просторовою групою Cmcaі параметрами a = 6,29 b = 4,50 c = 8,21 . Нижче 100 К орторомбічна модифікація кристалічного хлору переходить у тетрагональну, яка має просторову групу P4 2/ncmі параметри решітки a = 8,56 і c = 6,12.

Розчинність

Ступінь дисоціації молекули хлору Cl2 → 2Cl. При 1000 До дорівнює 2,07 * 10 -4%, а за 2500 До 0,909%.

Поріг сприйняття запаху повітря становить 0,003 (мг/л).

У реєстрі CAS – номер 7782-50-5.

По електропровідності рідкий хлор займає місце серед найсильніших ізоляторів: він проводить струм майже в мільярд разів гірше, ніж дистильована вода, і в 10 22 разів гірше за срібло. Швидкість звуку в хлорі приблизно в півтора рази менша, ніж у повітрі.

Хімічні властивості

Будова електронної оболонки

На валентному рівні атома хлору міститься 1 неспарений електрон: 1S² 2S² 2p 6 3S² 3p 5 тому валентність рівна 1 для атома хлору дуже стабільна. За рахунок присутності в атомі хлору незайнятої орбіталі d-підрівня атом хлору може виявляти й інші валентності. Схема утворення збуджених станів атома:

Також відомі сполуки хлору, в яких атом хлору формально виявляє валентність 4 і 6, наприклад, ClO 2 і Cl 2 O 6 . Однак, ці сполуки є радикалами, тобто вони мають один неспарений електрон.

Взаємодія з металами

Хлор безпосередньо реагує майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні):

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

Взаємодія з неметалами

На світлі або під час нагрівання активно реагує (іноді з вибухом) з воднем по радикальному механізму. Суміші хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,3% водню, вибухають при опроміненні з утворенням хлороводню. Суміш хлору з воднем у невеликих концентраціях горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям. Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200 °C.

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

Інші властивості

При розчиненні у воді або лугах, хлор дисмутує, утворюючи хлорнуватисту (а при нагріванні хлорну) і соляну кислоти або їх солі:

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

Окислювальні властивості хлору

Реакції з органічними речовинами

Приєднується до ненасичених сполук за кратними зв'язками:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматичні сполуки замінюють атом водню на хлор у присутності каталізаторів (наприклад, AlCl 3 або FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Способи отримання

Промислові методи

Спочатку промисловий спосіб одержання хлору ґрунтувався на методі Шееле, тобто реакції піролюзиту із соляною кислотою:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

В 1867 Диконом був розроблений метод отримання хлору каталітичним окисленням хлороводню киснем повітря. Процес Дикона в даний час використовується при рекуперації хлору з хлороводню, що є побічним продуктом при промисловому хлоруванні органічних сполук.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Сьогодні хлор у промислових масштабах одержують разом із гідроксидом натрію та воднем шляхом електролізу розчину кухонної солі:

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

Так як паралельно електролізу хлориду натрію проходить процес електролізу води, то сумарне рівняння можна виразити наступним чином:

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

Застосовується три варіанти електрохімічного методу одержання хлору. Два з них електроліз із твердим катодом: діафрагмовий та мембранний методи, третій – електроліз із рідким ртутним катодом (ртутний метод виробництва). У ряді електрохімічних методів виробництва найлегшим і зручним способом є електроліз з ртутним катодом, але цей метод завдає значної шкоди навколишньому середовищу внаслідок випаровування та витоків металевої ртуті.

Діафрагмовий метод із твердим катодом

Порожнина електролізера розділена пористою азбестовою перегородкою — діафрагмою — на катодний та анодний простір, де відповідно розміщені катод та анод електролізера. Тому такий електролізер часто називають діафрагмовим, а метод отримання діафрагмовим електролізом. В анодне місце діафрагмового електролізера безперервно надходить потік насиченого аноліту (розчину NaCl). Через війну електрохімічного процесу на аноді рахунок розкладання галіту виділяється хлор, але в катоді рахунок розкладання води — водень. При цьому прикатодна зона збагачується гідроксидом натрію.

Мембранний метод із твердим катодом

Мембранний метод по суті, аналогічний діафрагмовому, але анодні та катодні простори розділені катіонообмінною полімерною мембраною. Мембранний метод виробництва ефективніший, ніж діафрагмовий, але складніший у застосуванні.

Ртутний метод із рідким катодом

Процес проводять в електролітичній ванні, яка складається з електролізера, розкладача та ртутного насоса, об'єднаних між собою комунікаціями. В електролітичній ванні під дією ртутного насоса циркулює ртуть, проходячи через електролізер та розкладач. Катодом електролізера є потік ртуті. Аноди - графітові або малозношувані. Разом із ртуттю через електролізер безперервно тече потік аноліту – розчину хлориду натрію. В результаті електрохімічного розкладання хлориду на аноді утворюються молекули хлору, а на катоді натрій, що виділився, розчиняється в ртуті утворюючи амальгаму.

Лабораторні методи

У лабораторіях для одержання хлору зазвичай використовують процеси, засновані на окисленні хлороводню сильними окислювачами (наприклад, оксидом марганцю (IV), перманганатом калію, дихроматом калію):

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

Зберігання хлору

Хлор, що виробляється, зберігається в спеціальних «танках» або закачується в сталеві балони високого тиску. Балони з рідким хлором під тиском мають спеціальне забарвлення - болотяний колір. Слід зазначити, що при тривалій експлуатації балонів з хлором у них накопичується надзвичайно вибуховий трихлористий азот, і тому час від часу балони з хлором повинні проходити планове промивання та очищення від хлориду азоту.

Стандарти якості хлору

Згідно з ГОСТ 6718-93 «Хлор рідкий. Технічні умови» виробляються такі сорти хлору

Застосування

Хлор застосовують у багатьох галузях промисловості, науки та побутових потреб:

Основним компонентом відбілювачів є хлорна вода

• У виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку, з яких виготовляють: ізоляцію для проводів, віконний профіль, пакувальні матеріали, одяг та взуття, лінолеум та грамплатівки, лаки, апаратуру та пінопласти, іграшки, деталі приладів, будівельні. Полівінілхлорид проводять полімеризацією вінілхлориду, який сьогодні найчастіше отримують з етилену збалансованим хлором методом через проміжний 1,2-дихлоретан.
• Відбілюючі властивості хлору відомі з давніх-давен, хоча не сам хлор «відбілює», а атомарний кисень, який утворюється при розпаді хлорнуватистої кислоти: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Цей спосіб відбілювання тканин, паперу, картону використовується вже кілька століть.
• Виробництво хлорорганічних інсектицидів - речовин, що вбивають шкідливих для посівів комах, але безпечні для рослин. На отримання засобів захисту рослин витрачається значна частина хлору, що виробляється. Один із найважливіших інсектицидів - гексахлорциклогексан (часто званий гексахлораном). Ця речовина вперше синтезована ще в 1825 р. Фарадеєм, але практичне застосування знайшло тільки через 100 років — у 30-х роках нашого століття.
• Використовувався як бойова отруйна речовина, а також для виробництва інших бойових отруйних речовин: водопровідної води, але альтернативи дезінфікуючому післядії сполук хлору запропонувати не можуть. Матеріали, з яких виготовлені водопровідні труби, по-різному взаємодіють із хлорованою водопровідною водою. Вільний хлор у водопровідній воді істотно скорочує термін служби трубопроводів на основі поліолефінів: поліетиленових труб різного виду, у тому числі зшитого поліетилену, великі відомого як ПЕКС (PEX, PE-X). У США для контролю допуску трубопроводів з полімерних матеріалів до використання у водопроводах з хлорованою водою змушені були прийняти 3 стандарти: ASTM F2023 стосовно труб з зшитого поліетилену (PEX) і гарячої хлорованої води, ASTM F2263 стосовно поліетиленових труб всім і хлорований F2330 стосовно багатошарових (металополімерних) труб і гарячої хлорованої води. Позитивну реакцію в частині довговічності при взаємодії з хлорованою водою демонструють мідні спалювання (кишечнику. Всмоктування та екскреція хлору тісно пов'язані з іонами натрію та бікарбонатами, меншою мірою з мінералокортикоїдами та активністю Na+/K+-АТФ-а0 В). 15% всього хлору, з цієї кількості від 1/3 до 1/2 – в еритроцитах, близько 85% хлору перебувають у позаклітинному просторі. ) і через шкіру (до 2%) Екскреція хлору пов'язана з іонами натрію і калію, і реципрокно з HCO 3 - (кислотно-лужний баланс).

  Людина споживає 5-10 г NaCl на добу.Мінімальна потреба людини у хлорі становить близько 800 мг на добу. Немовля отримує необхідну кількість хлору через молоко матері, в якому міститься 11 ммоль/л хлору. NaCl необхідний для вироблення в шлунку соляної кислоти, яка сприяє травленню та знищенню хвороботворних бактерій. В даний час участь хлору у виникненні окремих захворювань у людини вивчена недостатньо добре, головним чином через малу кількість досліджень. Досить сказати, що не розроблені навіть рекомендації щодо норми добового споживання хлору. М'язова тканина людини містить 0,20-0,52% хлору, кісткова – 0,09%; у крові – 2,89 г/л. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) 95 г хлору. Щодня з їжею людина отримує 3-6 г хлору, що з надлишком покриває потребу у цьому елементі.

  Іони хлору життєво потрібні рослинам. Хлор бере участь в енергетичному обміні рослин, активуючи окисне фосфорилювання. Він необхідний освіти кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами, стимулює допоміжні процеси фотосинтезу, передусім ті, які пов'язані з акумулюванням енергії. Хлор позитивно впливає поглинання корінням кисню, сполук калію, кальцію, магнію. Надмірна концентрація іонів хлору в рослинах може мати негативний бік, наприклад, знижувати вміст хлорофілу, зменшувати активність фотосинтезу, затримувати ріст і розвиток рослин. Але існують рослини, які в процесі еволюції або пристосувалися до засолення грунтів, або в боротьбі за простір зайняли солончаки на яких немає конкуренції. Рослини, що виростають на засолених ґрунтах, називаються — галофіти, вони накопичують хлориди протягом вегетаційного сезону, а потім позбавляються надлишків за допомогою листопада або виділяють хлориди на поверхню листя і гілок і отримують подвійну вигоду притінюючи поверхні від сонячного світла. У Росії галофіти виростають на соляних куполах, виходах соляних відкладень та засолених пониженнях навколо соляних озер Баскунчак, Ельтон.

  Серед мікроорганізмів, також відомі галофіли - галобактерії - які живуть у сильносолених водах або грунтах.

  Особливості роботи та запобіжні заходи

  Хлор - токсичний задушливий газ, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратівну дію на дихальні шляхи надає при концентрації в повітрі близько 0,006 мг/л (тобто в два рази вище за поріг сприйняття запаху хлору). Хлор був одним із перших хімічних отруйних речовин, використаних Німеччиною у Першу світову війну. При роботі з хлором слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. На короткий час захистити органи дихання від попадання в них хлору можна ганчірковою пов'язкою, змоченою розчином натрію сульфіту Na 2 SO 3 або тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 .

  ГДК хлору в атмосферному повітрі такі: середньодобова – 0,03 мг/м³; максимально разова – 0,1 мг/м³; у робочих приміщеннях промислового підприємства – 1 мг/м³.

  додаткова інформація

  Виробництво хлору в Росії
  Хлорид золота
  Хлорна вода
  Хлорне вапно
  Хлорид першої основи Рейзе
  Хлорид другої основи Рейзе

  З'єднання хлору
  Гіпохлорити
  Перхлорати
  Хлорангідриди
  Хлорати
  Хлориди
  Хлорорганічні сполуки

  Аналізується

  - За допомогою електродів порівняння ЕСр-10101 аналізують вміст Cl-і К+.

Основним промисловим методом одержання хлору є електроліз концентрованого розчину NaCl (рис. 96). При цьому на аноді виділяється хлор (2Сl' - 2e - = Сl 2), а в катодному просторі виділяється водень (2Н · + 2e - = H 2) і утворює NaOH.

При лабораторному одержанні хлору зазвичай користуються дією МnО 2 або КМnО 4 на соляну кислоту:

МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Cl 2 + 2Н 2 О

2КМnО 4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 О

За своєю характерною хімічною функцією хлор подібний до фтору - він також є активним одновалентним металоїдом. Однак активність його менше, ніж у фтору. Тому останній здатний витісняти хлор із сполук.

Взаємодія хлору з воднем щодо реакції Н 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 ккал

при звичайних умовах протікає вкрай повільно, але при нагріванні суміші газів або її сильному освітленні (прямим сонячним світлом, магнієм, що горить і т. д.) реакція супроводжується вибухом .

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

Перша їх частково протікає вже за нормальних умов і майже націло – при слабкому нагріванні; друга здійснюється лише за більш високих температурах. Для проведення процесу є механічні печі великої продуктивності.

Сl 2 + Н 2 О = НСl + НОСl

Будучи з'єднанням нестійким, НОСl повільно розкладається навіть у такому розчині розведеному . Солі хлорноватистої кислоти називаються хлорноватистокислими, або гіпохлоритами. Сама НОСl та її солі є дуже сильними окислювачами.

Домогтися цього найпростіше додаванням до реакційної суміші лугу. Оскільки в міру утворення іони Н зв'язуватимуться іонами ВІН" у недисоційовані молекули води , рівновага зміститься вправо. Застосовуючи, наприклад, NaOH маємо:

Сl 2 + Н 2 Про<–––>НОСl + НСl

HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O

або загалом:

Сl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н 2 О

В результаті взаємодії хлору з розчином лугу виходить, отже, суміш солей хлорнуватистої та соляної кислот. Розчин, що утворюється («жав'ялева вода») має сильні окислювальні властивості і широко застосовується для відбілювання тканин і паперу.

1) НОСl = НСl + О

2) 2НОСl = Н 2 О + Сl 2 О

3) 3HOCl = 2НСl + НСlО 3

Всі ці процеси здатні протікати одночасно, але їх відносні швидкості залежать від наявних умов. Змінюючи останні, можна домогтися того, що перетворення піде практично націло по якомусь одному напрямку.

Під дією прямого сонячного світла розкладання хлорнуватистої кислоти йде по першому з них. Так само протікає воно у присутності речовин, здатних легко приєднувати кисень, та деяких каталізаторів (наприклад, солей кобальту).

При розпаді другого типу виходить окис хлору (Сl 2 Про). Ця реакція йде в присутності водовіднімних речовин (наприклад СаСl 2). Окис хлору являє собою вибуховий буро-жовтий газ (т. пл. -121 ° С, т. Кіп. +2 ° С) з запахом, схожим на запах хлору. При дії Сl 2 Про воду утворюється НОСl, т. е. окис хлору є ангідридом хлорноватої кислоти .

Розпад НОСl за третім типом особливо легко йде при нагріванні. Тому дія хлору на гарячий розчин лугу виражається сумарним рівнянням:

ЗСl 2 + 6КОН = KClO 3 + 5КСl + 3Н 2 О

2КСlO 3 + Н 2 С 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

утворюється зеленувато-жовтий двоокис хлору (м. пл. - 59 ° С, т. Кіп. + 10 ° С). Вільна ClO 2 малостійка і здатна розкладатися з