Хлорен газ, физични свойства на хлора, химични свойства на хлора. Използването на Cl

Хлорът е получен за първи път през 1772 г. от Шееле, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в своя трактат за пиролузит: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отбелязва миризмата на хлор, подобна на миризмата на царска вода, способността му да взаимодейства със злато и цинобър, както и избелващите му свойства. Въпреки това, Шееле, в съответствие с теорията за флогистона, преобладаваща в химията по това време, предполага, че хлорът е дефлогистицирана солна киселина, тоест оксид на солна киселина.
Бертоле и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента муриум, но опитите за изолирането му остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи готварската сол на натрий и хлор чрез електролиза.
Името на елемента идва от гръцки clwroz- "зелено".

Да бъдеш сред природата, получаваш:

Естественият хлор е смес от два изотопа 35 Cl и 37 Cl. Хлорът е най-разпространеният халоген в земната кора. Тъй като хлорът е много активен, в природата той се среща само под формата на съединения в състава на минерали: халит NaCl, силвин KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H 2 O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H 2 O. Най-големите запаси от хлор се съдържат в солите на водите на моретата и океаните.
В индустриален мащаб хлорът се произвежда заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
За възстановяване на хлор от хлороводород, който е страничен продукт от промишленото хлориране на органични съединения, се използва процесът на Дийкон (каталитично окисление на хлороводород с атмосферен кислород):
4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2
Лабораториите обикновено използват процеси, базирани на окисление на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Физични свойства:

При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ със задушлива миризма. Хлорът е видимо разтворим във вода ("хлорна вода"). При 20°C 2,3 обема хлор се разтварят в един обем вода. Точка на кипене = -34°C; точка на топене = -101°C, плътност (газ, N.O.) = 3.214 g/l.

Химични свойства:

Хлорът е много активен - той се свързва директно с почти всички елементи на периодичната система, метали и неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове). Хлорът е много силен окислител, той измества по-малко активните неметали (бром, йод) от техните съединения с водород и метали:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl
Когато се разтвори във вода или алкали, хлорът дисмутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване перхлорна) и солна киселина или техни соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
Хлорът взаимодейства с много органични съединения, влизайки в реакции на заместване или добавяне:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 \u003d\u003e Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлорът има седем степени на окисление: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Най-важните връзки:

Хлороводород HCl- безцветен газ, който дими във въздуха поради образуването на капчици мъгла с водни пари. Има силна миризма и силно дразни дихателните пътища. Съдържа се във вулканични газове и води, в стомашния сок. Химичните свойства зависят от състоянието, в което се намира (може да бъде в газообразно, течно състояние или в разтвор). Нарича се разтвор на HCl солна (солна) киселина. Това е силна киселина, която измества по-слабите киселини от техните соли. соли - хлориди- твърди кристални вещества с високи точки на топене.
ковалентни хлориди- съединения на хлора с неметали, газове, течности или топими твърди вещества с характерни киселинни свойства, като правило, лесно се хидролизират от вода до образуване на солна киселина:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Хлорен (I) оксид Cl 2 O., кафяво-жълт газ с остра миризма. Засяга дихателните органи. Лесно разтворим във вода, образувайки хипохлорна киселина.
Хипохлорна киселина HClO. Съществува само в разтвори. Това е слаба и нестабилна киселина. Лесно се разлага на солна киселина и кислород. Силен окислител. Образува се при разтваряне на хлор във вода. соли - хипохлорити, нестабилен (NaClO*H 2 O се разлага с експлозия при 70 °C), силни окислители. Широко използван за избелване и дезинфекция избелващ прах, смесена сол Ca(Cl)OCl
Хлорна киселина HClO 2, в свободна форма е нестабилен, дори в разреден воден разтвор, бързо се разлага. Киселина със средна сила, соли - хлоритиобикновено са безцветни и силно разтворими във вода. За разлика от хипохлоритите, хлоритите проявяват изразени окислителни свойства само в кисела среда. Най-голямо приложение има натриевият хлорит NaClO 2 (за избелване на тъкани и хартиена маса).
Хлорен (IV) оксид ClO 2, - зеленикаво-жълт газ с неприятна (остра) миризма, ...
Хлорна киселина, HClO 3 - в свободна форма е нестабилен: непропорционален на ClO 2 и HClO 4 . соли - хлорати; от тях най-важни са натриевият, калиевият, калциевият и магнезиевият хлорат. Това са силни окислители, експлозивни при смесване с редуциращи агенти. калиев хлорат ( Бертолетова сол) - KClO 3, се използва за производство на кислород в лабораторията, но поради високата опасност вече не се използва. Разтворите на калиев хлорат се използват като слаб антисептик, външно лекарство за гаргара.
Перхлорна киселина HClO 4, във водни разтвори перхлорната киселина е най-стабилната от всички кислородсъдържащи хлорни киселини. Безводната перхлорна киселина, която се получава с концентрирана сярна киселина от 72% HClO 4 не е много стабилна. Това е най-силната едноосновна киселина (във воден разтвор). соли - перхлорати, се използват като окислители (ракетни двигатели с твърдо гориво).

Приложение:

Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:
- При производството на поливинилхлорид, пластмаси, синтетичен каучук;
- За избелване на тъкани и хартия;
- Производство на хлорорганични инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но са безопасни за растенията;
- За дезинфекция на вода - "хлориране";
- Регистрирана в хранително-вкусовата промишленост като хранителна добавка Е925;
- В химическото производство на солна киселина, белина, бертолетова сол, метални хлориди, отрови, лекарства, торове;
- В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.

Биологична роля и токсичност:

Хлорът е един от най-важните биогенни елементи и е част от всички живи организми. При животните и хората хлоридните йони участват в поддържането на осмотичния баланс, хлоридният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Хлорните йони са жизненоважни за растенията, участват в енергийния метаболизъм в растенията, активирайки окислителното фосфорилиране.
Хлорът под формата на просто вещество е отровен, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряне на белодробната тъкан, задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха от около 0,006 mg / l (т.е. два пъти прага на миризмата на хлор). Хлорът е един от първите химически бойни агенти, използвани от Германия през Първата световна война.

Короткова Ю., Швецова И.
KhF Тюменски държавен университет, 571 групи.

Източници: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и други,
Уебсайт на RCTU Д. И. Менделеев:

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Безплатно хлоре жълто-зелен газ, състоящ се от двуатомни молекули.

При обикновено налягане се втечнява при (-34 o C) и се втвърдява при (-101 o C). Един обем вода разтваря около два обема хлор. Полученият жълтеникав разтвор често се нарича "хлорна вода".

Хлорът има силна миризма. Вдишването причинява възпаление на дихателните пътища. Като средство за първа помощ при остро отравяне с хлор се използва вдишване на пари от смес от алкохол и етер.

Критичната температура на хлора е 144 o C, критичното налягане е 76 atm. При точката на кипене течният хлор има плътност 1,6 g/cm 3 и топлината му на изпаряване е 4,9 kcal/mol. Твърдият хлор има плътност 2,0 g/cm 3 и топлина на топене 165 kcal/mol. Кристалите му се образуват от отделни молекули Cl 2 (най-късото разстояние между които е 3,34 A).

Връзката Cl-Cl се характеризира с ядрено разстояние от 1,98 A и силова константа от 3,2. Термична дисоциация на молекулен хлор съгласно уравнението

Cl 2 + 58 kcal = 2Cl

Става забележим от около 1000 o C.

Разпространението на хлор в природата

По отношение на разпространението в природата хлорът е близо до флуора - той представлява 0,02% от общия брой атоми в земната кора. Човешкото тяло съдържа 0,25 (тегл.)% хлор.

Първичната форма на хлора на земната повърхност съответства на неговата екстремна дисперсия. В резултат на работата на водата, която в продължение на много милиони години разрушава скалите и измива от тях всички разтворими съставки, в моретата се натрупват хлорни съединения. Изсушаването на последния доведе до образуването на много места по земното кълбо на мощни находища на NaCl, който служи като суровина за производството на всички хлорни съединения.

Кратко описание на химичните свойства и плътността на хлора

Същността на химическата активност на хлора се проявява в способността на неговия атом да прикрепя електрони и да се превръща в отрицателно зареден йон.

Химическата активност на хлора е много висока - той се свързва с почти всички метали (понякога само в присъствието на следи от вода или при нагряване) и с всички металоидни елементи, с изключение на C, N и O. Важно е да се отбележи, че в пълната липса на влага, хлорът не засяга желязото. Това ви позволява да го съхранявате в стоманени цилиндри.

Взаимодействието на хлор с водород според реакцията

H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

Протича изключително бавно, но нагряването на газовата смес или силното й осветяване (директна слънчева светлина, изгаряне на магнезий и др.) е придружено от експлозия.

Сред сложните вещества, с които реагира хлорът, са водите, основите и металните халогениди.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	Според TCA на изгаряне на натрий в хлор 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 kJ изчислете колко натрий е изгорен, ако се отдели 1,43 kJ топлина.
Решение	В резултат на изгаряне на натрий в хлор се образува натрий и се отделят 819 kJ, т.е. възниква екзотермична реакция: 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 kJ. Съгласно уравнението на реакцията, 2 mol натрий бяха подложени на изгаряне. Моларната маса на натрия е 23 g/mol. Тогава теоретичната маса на натрия ще бъде равна на: m(Na) th = n(Na) × M(Na); m(Na)th = 2 × 23 = 46 g. Нека обозначим практическата маса на натрия с "x". Да направим пропорция: x g Na - 1,43 kJ топлина; 46 g Na - 819 kJ топлина. Изразете "x": x \u003d (46 × 1,43) / 819 \u003d 0,08. Следователно 0,08 g натрий са изгорели.
Отговор	Масата на натрия е 0,08 g.

ПРИМЕР 2

Упражнение	Намерете плътността на азота във въздуха със следния обемен състав: 20,0% кислород; 79,0% азот и 1,0% аргон.
Решение	Тъй като обемите на газовете са пропорционални на техните количества (закон на Авогадро), средната моларна маса на смес може да бъде изразена не само като молове, но и като обеми: M = (M 1 V 1 + M 2 V 2 + M 3 V 3) / (V 1 + V 2 + V 3). M(O 2) \u003d 2 × Ar (O) = 2 × 16 = 32 g / mol; M (N 2) \u003d 2 × Ar (O) = 2 × 14 = 28 g / mol; M(Ar) = Ar(Ar) = 40 g/mol. Вземете 100 dm 3 от сместа, след това V (O 2) \u003d 20 dm 3, V (N 2) = 79 dm 3, V (Ar) = 1 dm 3. Замествайки тези стойности в горната формула, получаваме: M = (32x20 + 28x79 + 40x1) / (20 + 79 + 1); М = 28,9 g/mol. Плътността на азота се получава чрез разделяне на средната моларна маса на сместа на моларната маса на азота: D N 2 \u003d 28,9 / 28 \u003d 1,03.
Отговор	Плътността на азота във въздуха е 1,03.

хлор(лат. Chlorum), Cl, химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 17, атомна маса 35.453; принадлежи към семейството на халогените. При нормални условия (0°C, 0,1 MN/m 2 или 1 kgf/cm 2) жълто-зелен газ с остър дразнещ мирис. Естественият хлор се състои от два стабилни изотопа: 35 Cl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Изкуствено получени радиоактивни изотопи с масови числа 31-47, по-специално: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 с полуживот (T ½) съответно 0,31; 2,5; 1.56 сек; 3.1 10 5 години; 37.3, 55.5 и 1.4 минути. 36 Cl и 38 Cl се използват като маркери.

История справка.Хлорът е получен за първи път през 1774 г. от К. Шееле чрез взаимодействие на солна киселина с пиролузит MnO 2 . Въпреки това, едва през 1810 г. Г. Дейви установи, че хлорът е елемент и го нарече хлор (от гръцки хлорос - жълто-зелен). През 1813 г. J. L. Gay-Lussac предлага името Хлор за този елемент.

Разпространение на хлора в природата.Хлорът се среща в природата само под формата на съединения. Средното съдържание на хлор в земната кора (кларк) е 1,7·10 -2% от масата, в кисели магмени скали - гранити и други 2,4·10 -2, в основни и ултраосновни 5·10 -3 . Миграцията на водата играе важна роля в историята на хлора в земната кора. Под формата на Cl йон - намира се в Световния океан (1,93%), подземни саламура и солени езера. Броят на собствените минерали (предимно естествени хлориди) е 97, като основен е халитът NaCl (Каменна сол). Известни са също големи находища на калиеви и магнезиеви хлориди и смесени хлориди: силвин KCl, силвинит (Na,K)Cl, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H 2 O, бишофит MgCl 2 6H 2 O В историята на Земята, доставката на HCl, съдържаща се във вулканичните газове, в горните части на земната кора беше от голямо значение.

Физични свойства на хлора.Хлорът има t bp -34,05°C, t pl -101°C. Плътността на газообразния хлор при нормални условия е 3,214 g/l; наситена пара при 0°C 12,21 g/l; течен хлор при точка на кипене 1,557 g/cm3; твърд хлор при - 102°C 1.9 g/cm 3 . Налягане на наситени пари на хлор при 0°C 0,369; при 25°C 0.772; при 100°C съответно 3,814 MN/m 2 или 3,69; 7,72; 38,14 kgf / cm 2. Топлина на топене 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); топлина на изпарение 288 kJ/kg (68,8 cal/g); топлинен капацитет на газ при постоянно налягане 0,48 kJ/(kg K) . Критични константи на хлор: температура 144°C, налягане 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), плътност 573 g/l, специфичен обем 1,745·10 -3 l/g. Разтворимост (в g / l) Хлор при парциално налягане от 0,1 MN / m 2, или 1 kgf / cm 2, във вода 14,8 (0 ° C), 5,8 (30 ° C), 2,8 (70 ° C); в разтвор от 300 g/l NaCl 1.42 (30°C), 0.64 (70°C). Под 9,6°C във водни разтвори се образуват хлорни хидрати с променлив състав Cl 2 ·nH 2 O (където n = 6-8); Това са жълти кристали от кубична сингония, които се разлагат при повишаване на температурата на хлор и вода. Хлорът се разтваря добре в TiCl4, SiCl4, SnCl4 и някои органични разтворители (особено в хексан C6H14 и въглероден тетрахлорид CCl4). Молекулата на хлора е двуатомна (Cl 2). Степента на термична дисоциация на Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl при 1000 K е 2,07 10 -4%, при 2500 K 0,909%.

Химични свойства на хлора.Външна електронна конфигурация на атома Cl 3s 2 Zr 5 . В съответствие с това хлорът в съединенията проявява степени на окисление -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома е 0,99Å, йонният радиус на Cl е 1,82Å, афинитетът към електрона на хлорния атом е 3,65 eV, а йонизационната енергия е 12,97 eV.

Химически хлорът е много активен, свързва се директно с почти всички метали (с някои само при наличие на влага или при нагряване) и с неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород, инертни газове), образувайки съответните хлориди, реагира с много съединения замества водорода в наситени въглеводороди и свързва ненаситени съединения. Хлорът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали; от съединенията на хлора с тези елементи, той се измества от флуор. Алкалните метали в присъствието на следи от влага взаимодействат с хлора чрез запалване, повечето метали реагират със сух хлор само при нагряване. Стоманата, както и някои метали, са устойчиви на сух хлор при ниски температури, така че се използват за производството на оборудване и съоръжения за съхранение на сух хлор. Фосфорът се запалва в атмосфера на хлор, образувайки РCl 3 , а при по-нататъшно хлориране - РCl 5 ; сярата с хлор при нагряване дава S 2 Cl 2, SCl 2 и други S n Cl m. Арсен, антимон, бисмут, стронций, телур взаимодействат енергично с хлора. Смес от хлор и водород гори с безцветен или жълто-зелен пламък, образувайки хлороводород (това е верижна реакция).

Максималната температура на водородно-хлорния пламък е 2200°C. Смесите на хлор с водород, съдържащи от 5,8 до 88,5% H 2, са експлозивни.

Хлорът образува оксиди с кислорода: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , както и хипохлорити (соли на хипохлорната киселина), хлорити, хлорати и перхлорати. Всички кислородни съединения на хлора образуват експлозивни смеси с лесно окисляеми вещества. Хлорните оксиди са нестабилни и могат да експлодират спонтанно, хипохлоритите се разлагат бавно по време на съхранение, хлоратите и перхлоратите могат да експлодират под въздействието на инициатори.

Хлорът във водата се хидролизира, образувайки хипохлорна и солна киселина: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. При хлориране на водни разтвори на основи на студено се образуват хипохлорити и хлориди: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, а при нагряване - хлорати. Чрез хлориране на сух калциев хидроксид се получава белина.

Когато амонякът реагира с хлор, се образува азотен трихлорид. При хлорирането на органични съединения хлорът или замества водорода, или се добавя чрез множествени връзки, образувайки различни хлорсъдържащи органични съединения.

Хлорът образува интерхалогенни съединения с други халогени. Флуоридите ClF, ClF 3 , ClF 3 са много реактивни; например в атмосфера от ClF 3 стъклената вата се запалва спонтанно. Известни са хлорни съединения с кислород и флуор - хлорни оксифлуориди: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 и флуорен перхлорат FClO 4 .

Получаване на хлор.Хлорът започва да се произвежда в промишлеността през 1785 г. чрез взаимодействие на солна киселина с манганов (II) оксид или пиролузит. През 1867 г. английският химик Г. Дийкън разработва метод за получаване на хлор чрез окисляване на HCl с атмосферен кислород в присъствието на катализатор. От края на 19 - началото на 20 век хлорът се произвежда чрез електролиза на водни разтвори на хлориди на алкални метали. Тези методи произвеждат 90-95% от хлора в света. Малки количества хлор се получават случайно при производството на магнезий, калций, натрий и литий чрез електролиза на стопени хлориди. Използват се два основни метода за електролиза на водни разтвори на NaCl: 1) в електролизатори с твърд катод и пореста филтърна диафрагма; 2) в електролизатори с живачен катод. И при двата метода газообразният хлор се отделя върху графитен или оксиден титаниево-рутениев анод. Според първия метод на катода се отделя водород и се образува разтвор от NaOH и NaCl, от който чрез последваща обработка се изолира търговска сода каустик. Според втория метод на катода се образува натриева амалгама, при разлагането й с чиста вода в отделен апарат се получава разтвор на NaOH, водород и чист живак, който отново влиза в производството. И двата метода дават 1,125 тона NaOH на 1 тон хлор.

Електролизата с диафрагма изисква по-малко капиталови инвестиции за производството на хлор и произвежда по-евтин NaOH. Методът с живачен катод произвежда много чист NaOH, но загубата на живак замърсява околната среда.

Използването на хлор.Един от важните отрасли на химическата промишленост е хлорната промишленост. Основните количества хлор се преработват на мястото на производството му в хлорсъдържащи съединения. Хлорът се съхранява и транспортира в течно състояние в цилиндри, варели, железопътни цистерни или в специално оборудвани съдове. За индустриалните страни е характерен следният приблизителен разход на хлор: за производството на хлорсъдържащи органични съединения - 60-75%; неорганични съединения, съдържащи хлор, -10-20%; за избелване на целулоза и тъкани - 5-15%; за санитарни нужди и хлориране на водата - 2-6% от общата продукция.

Хлорът се използва и за хлориране на някои руди с цел извличане на титан, ниобий, цирконий и др.

Хлор в тялотоХлорът е един от биогенните елементи, постоянен компонент на растителните и животинските тъкани. Съдържанието на хлор в растенията (много хлор в халофитите) - от хилядни от процента до цели проценти, при животните - десети и стотни от процента. Дневната нужда на възрастен от хлор (2-4 g) се покрива от хранителни продукти. С храната хлорът обикновено се доставя в излишък под формата на натриев хлорид и калиев хлорид. Хлябът, месото и млечните продукти са особено богати на хлор. При животните хлорът е основното осмотично активно вещество в кръвната плазма, лимфата, цереброспиналната течност и някои тъкани. Играе роля във водно-солевия метаболизъм, като допринася за задържането на вода от тъканите. Регулирането на киселинно-алкалния баланс в тъканите се осъществява заедно с други процеси чрез промяна на разпределението на хлора между кръвта и другите тъкани. Хлорът участва в енергийния метаболизъм в растенията, като активира както окислителното фосфорилиране, така и фотофосфорилирането. Хлорът има положителен ефект върху усвояването на кислород от корените. Хлорът е необходим за производството на кислород по време на фотосинтеза от изолирани хлоропласти. Хлорът не е включен в повечето хранителни среди за изкуствено отглеждане на растения. Възможно е много ниски концентрации на хлор да са достатъчни за развитието на растенията.

Отравяне с хлор е възможно в химическата, целулозно-хартиената, текстилната, фармацевтичната промишленост и др. Хлорът дразни лигавиците на очите и дихателните пътища. Вторичната инфекция обикновено се присъединява към първичните възпалителни промени. Острото отравяне се развива почти веднага. Вдишването на средни и ниски концентрации на хлор причинява стягане и болка в гърдите, суха кашлица, учестено дишане, болка в очите, сълзене, повишени нива на левкоцити в кръвта, телесна температура и др. Възможна бронхопневмония, токсичен белодробен оток, депресия , конвулсии . При леки случаи възстановяването настъпва след 3-7 дни. Като дългосрочни последици се наблюдават катари на горните дихателни пътища, рецидивиращи бронхити, пневмосклероза и др.; възможно активиране на белодробна туберкулоза. При продължително вдишване на малки концентрации на хлор се наблюдават подобни, но бавно развиващи се форми на заболяването. Предотвратяване на отравяне: запечатване на производствени съоръжения, оборудване, ефективна вентилация, ако е необходимо, използване на противогаз. Производството на хлор, белина и други хлорсъдържащи съединения принадлежи към отраслите с вредни условия на труд.

хлор(от гръцки χλωρ?ς - „зелен“) - елемент от основната подгрупа на седмата група, третият период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 17. Обозначава се със символа кл(лат. Хлор). Реактивен неметал. Принадлежи към групата на халогените (първоначално името "халоген" е използвано от немския химик Швайгер за хлор [буквално "халоген" се превежда като сол), но не се утвърди и впоследствие стана обичайно за VII група елементи, която включва хлор).

Простото вещество хлор (CAS номер: 7782-50-5) при нормални условия е жълтеникаво-зелен отровен газ с остра миризма. Молекулата на хлора е двуатомна (формула Cl 2).

Историята на откриването на хлора

За първи път газообразен безводен хлороводород е събран от J. Prisley през 1772 г. (над течен живак). Хлорът е получен за първи път през 1774 г. от Шееле, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в своя трактат за пиролузит:

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Шееле отбелязва миризмата на хлор, подобна на миризмата на царска вода, способността му да взаимодейства със злато и цинобър, както и избелващите му свойства.

Въпреки това, Шееле, в съответствие с теорията за флогистона, преобладаваща в химията по това време, предполага, че хлорът е дефлогистицирана солна киселина, тоест оксид на солна киселина. Бертоле и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурияопитите да се изолира обаче остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи готварската сол на натрий и хлор чрез електролиза.

Разпространение в природата

В природата има два изотопа на хлора 35 Cl и 37 Cl. Хлорът е най-разпространеният халоген в земната кора. Хлорът е много активен - той се свързва директно с почти всички елементи от периодичната таблица. Следователно в природата се среща само под формата на съединения в състава на минерали: халит NaCl, силвин KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H2O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H 2 O. Най-големи запаси от хлор се съдържат в солите на водите на моретата и океаните (съдържанието в морската вода е 19 g/l). Хлорът представлява 0,025% от общия брой атоми в земната кора, числото на Кларк на хлора е 0,017%, а човешкото тяло съдържа 0,25% от масата на хлорните йони. При хората и животните хлорът се намира главно в междуклетъчните течности (включително кръвта) и играе важна роля в регулирането на осмотичните процеси, както и в процесите, свързани с функционирането на нервните клетки.

Физични и физико-химични свойства

При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ със задушлива миризма. Някои от физичните му свойства са представени в таблицата.

Някои физични свойства на хлора

Имот	Значение
Цвят (газ)	жълто зелен
Температура на кипене	-34°C
Температура на топене	-100°C
Температура на разлагане (дисоциации на атоми)	~1400 °C
Плътност (газ, n.o.s.)	3,214 g/l
Афинитет към електрона на атома	3,65 eV
Първа йонизационна енергия	12,97 eV
Топлинна мощност (298 K, газ)	34,94 (J/mol K)
Критична температура	144°С
критично налягане	76 атм
Стандартна енталпия на образуване (298 K, газ)	0 (kJ/mol)
Стандартна ентропия на образуване (298 K, газ)	222,9 (J/mol K)
Енталпия на синтез	6,406 (kJ/mol)
Енталпия на кипене	20,41 (kJ/mol)
Енергия на разкъсване на хомолитична връзка X-X	243 (kJ/mol)
Енергия на разкъсване на хетеролитична връзка X-X	1150 (kJ/mol)
Йонизационна енергия	1255 (kJ/mol)
Енергия на електронен афинитет	349 (kJ/mol)
Атомен радиус	0,073 (nm)
Електроотрицателност според Полинг	3,20
Електроотрицателност на Allred-Rochow	2,83
Стабилни степени на окисление	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразният хлор се втечнява относително лесно. Започвайки от налягане от 0,8 MPa (8 атмосфери), хлорът ще бъде течен вече при стайна температура. Когато се охлади до температура от -34 ° C, хлорът също става течен при нормално атмосферно налягане. Течният хлор е жълто-зелена течност с много силен корозивен ефект (поради високата концентрация на молекули). Чрез увеличаване на налягането е възможно да се постигне наличието на течен хлор до температура от +144 ° C (критична температура) при критично налягане от 7,6 MPa.

При температури под −101 °C течният хлор кристализира в орторомбична решетка с пространствена група cmcaи параметри a=6.29 Å b=4.50 Å, c=8.21 Å. Под 100 K, орторомбичната модификация на кристалния хлор се трансформира в тетрагонална модификация с пространствена група P4 2 /ncmи параметри на решетката a=8.56 Å и c=6.12 Å.

Разтворимост

Степента на дисоциация на хлорната молекула Cl 2 → 2Cl. При 1000 К е 2,07×10 −4%, а при 2500 К е 0,909%.

Прагът на усещане на миризми във въздуха е 0,003 (mg/l).

По отношение на електропроводимостта течният хлор се нарежда сред най-силните изолатори: той провежда ток почти милиард пъти по-лошо от дестилираната вода и 10 22 пъти по-лошо от среброто. Скоростта на звука в хлора е около един и половина пъти по-малка, отколкото във въздуха.

Химични свойства

Структурата на електронната обвивка

Нивото на валентност на хлорния атом съдържа 1 несдвоен електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, така че валентността на 1 за хлорния атом е много стабилна. Поради наличието на незаета орбитала на d-поднивото в хлорния атом, хлорният атом може да проявява и други валентности. Схема на образуване на възбудени състояния на атома:

Известни са също хлорни съединения, в които хлорният атом формално проявява валентност 4 и 6, като ClO 2 и Cl 2 O 6 . Тези съединения обаче са радикали, което означава, че имат един несдвоен електрон.

Взаимодействие с метали

Хлорът реагира директно с почти всички метали (с някои само в присъствието на влага или при нагряване):

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

Взаимодействие с неметали

С неметалите (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове) образува съответните хлориди.

На светлина или при нагряване той активно реагира (понякога с експлозия) с водород по радикален механизъм. Смеси от хлор с водород, съдържащи от 5,8 до 88,3% водород, експлодират при облъчване с образуване на хлороводород. Смес от хлор и водород в малки концентрации гори с безцветен или жълто-зелен пламък. Максималната температура на водородно-хлорния пламък е 2200 °C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

С кислорода хлорът образува оксиди, в които проявява степен на окисление от +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Те имат остра миризма, термично и фотохимично нестабилни и склонни към експлозивно разлагане.

При реакция с флуор се образува не хлорид, а флуорид:

Cl 2 + 3F 2 (пр.) → 2ClF 3

Други имоти

Хлорът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали:

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

Когато реагира с въглероден оксид, се образува фосген:

Cl 2 + CO → COCl 2

Когато се разтвори във вода или алкали, хлорът дисмутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване перхлорна) и солна киселина или техните соли:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Чрез хлориране на сух калциев хидроксид се получава белина:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Чрез действието на хлор върху амоняка може да се получи азотен трихлорид:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислителни свойства на хлора

Хлорът е много силен окислител.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакции с органични вещества

С наситени съединения:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Прикрепва се към ненаситени съединения чрез множество връзки:

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматните съединения заместват водороден атом с хлор в присъствието на катализатори (например AlCl3 или FeCl3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Как да получите

Индустриални методи

Първоначално индустриалният метод за производство на хлор се основава на метода на Шееле, т.е. реакцията на пиролузит със солна киселина:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

През 1867 г. Дийкън разработва метод за производство на хлор чрез каталитично окисление на хлороводород с атмосферен кислород. Процесът Deacon в момента се използва за възстановяване на хлор от хлороводород, страничен продукт от промишленото хлориране на органични съединения.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Днес хлорът се произвежда в промишлен мащаб заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:

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

Тъй като електролизата на водата протича успоредно с електролизата на натриев хлорид, общото уравнение може да се изрази, както следва:

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

Използват се три варианта на електрохимичния метод за получаване на хлор. Два от тях са електролиза с твърд катод: диафрагмени и мембранни методи, третият е електролиза с течен живачен катод (метод за производство на живак). Сред електрохимичните производствени методи електролизата с живачен катод е най-лесният и удобен метод, но този метод причинява значителни щети на околната среда поради изпаряване и изтичане на метален живак.

Мембранен метод с твърд катод

Кухината на клетката е разделена от пореста азбестова преграда - диафрагма - на катодно и анодно пространство, където са разположени съответно катодът и анодът на клетката. Следователно такъв електролизатор често се нарича диафрагмена електролиза, а методът на производство е диафрагмена електролиза. Поток от наситен анолит (разтвор на NaCl) непрекъснато навлиза в анодното пространство на диафрагмената клетка. В резултат на електрохимичния процес на анода се отделя хлор поради разлагането на халита, а на катода се отделя водород поради разлагането на водата. В този случай зоната около катода е обогатена с натриев хидроксид.

Мембранен метод с твърд катод

Мембранният метод е по същество подобен на диафрагмения метод, но анодното и катодното пространство са разделени от катионнообменна полимерна мембрана. Мембранният метод за производство е по-ефективен от диафрагмения метод, но е по-труден за използване.

Живачен метод с течен катод

Процесът се извършва в електролитна вана, която се състои от електролизатор, декомпозитор и живачна помпа, свързани помежду си с комуникации. В електролитната вана, под действието на живачна помпа, живакът циркулира, преминавайки през електролизера и разлагателя. Катодът на електролизера е поток от живак. Аноди - графитни или с ниско износване. Заедно с живака през електролизера непрекъснато протича поток от анолит, разтвор на натриев хлорид. В резултат на електрохимичното разлагане на хлорида, на анода се образуват хлорни молекули, а освободеният натрий се разтваря в живак на катода, образувайки амалгама.

Лабораторни методи

В лабораториите за получаване на хлор обикновено се използват процеси, базирани на окисление на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):

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

Съхранение на хлор

Произведеният хлор се съхранява в специални „резервоари” или се изпомпва в стоманени бутилки под високо налягане. Цилиндрите с течен хлор под налягане имат специален цвят - блатен цвят. Трябва да се отбележи, че при продължителна употреба на хлорни бутилки в тях се натрупва изключително експлозивен азотен трихлорид и следователно от време на време хлорните бутилки трябва редовно да се промиват и почистват от азотен хлорид.

Стандарти за качество на хлора

Съгласно ГОСТ 6718-93 „Течен хлор. Спецификации” се произвеждат следните степени на хлор

Приложение

Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:

• В производството на поливинилхлорид, пластмаси, синтетичен каучук, от които се правят: изолации за проводници, профили за прозорци, опаковъчни материали, дрехи и обувки, линолеум и грамофонни плочи, лакове, оборудване и пенопласт, играчки, части за инструменти, строителни материали. Поливинилхлоридът се произвежда чрез полимеризация на винилхлорид, който днес най-често се получава от етилен по хлорно-балансиран метод чрез междинен продукт 1,2-дихлороетан.
• Избелващите свойства на хлора са известни от древни времена, въпреки че не самият хлор "избелва", а атомният кислород, който се образува при разлагането на хипохлорната киселина: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Този метод за избелване на тъкани, хартия, картон се използва от векове.
• Производство на органохлорни инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но са безопасни за растенията. Значителна част от произведения хлор се изразходва за получаване на продукти за растителна защита. Един от най-важните инсектициди е хексахлорциклохексанът (често наричан хексахлоран). Това вещество е синтезирано за първи път през 1825 г. от Фарадей, но намира практическо приложение едва след повече от 100 години - през 30-те години на ХХ век.
• Използван е като бойно химическо вещество, както и за производството на други химически бойни агенти: иприт, фосген.
• За дезинфекция на вода - "хлориране". Най-често срещаният метод за дезинфекция на питейна вода; се основава на способността на свободния хлор и неговите съединения да инхибират ензимните системи на микроорганизмите, които катализират редокс процесите. За дезинфекция на питейна вода се използват хлор, хлорен диоксид, хлорамин и белина. SanPiN 2.1.4.1074-01 установява следните граници (коридор) за допустимото съдържание на свободен остатъчен хлор в питейната вода от централизирано водоснабдяване 0,3 - 0,5 mg / l. Редица учени и дори политици в Русия критикуват самата концепция за хлориране на чешмяна вода, но не могат да предложат алтернатива на дезинфекциращото последействие на хлорните съединения. Материалите, от които са направени водопроводните тръби, взаимодействат по различен начин с хлорираната чешмяна вода. Свободният хлор в чешмяната вода значително намалява живота на тръбопроводите, базирани на полиолефини: полиетиленови тръби от различни видове, включително омрежен полиетилен, по-известен като PEX (PEX, PE-X). В САЩ, за да контролират допускането на тръбопроводи от полимерни материали за използване във водоснабдителни системи с хлорирана вода, те бяха принудени да приемат 3 стандарта: ASTM F2023 за тръби от омрежен полиетилен (PEX) и гореща хлорирана вода, ASTM F2263 за всички полиетиленови тръби и хлорирана вода и ASTM F2330 за многослойни (метални полимерни) тръби и гореща хлорирана вода. По отношение на издръжливостта при взаимодействие с хлорирана вода, медните водопроводни тръби показват положителни резултати.
• Регистриран в хранително-вкусовата промишленост като хранителна добавка E925.
• В химическото производство на солна киселина, белина, бертолетова сол, метални хлориди, отрови, лекарства, торове.
• В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.
• Като индикатор за слънчеви неутрино в хлор-аргонови детектори.

Много развити страни се опитват да ограничат използването на хлор в дома, включително и защото изгарянето на съдържащи хлор боклук произвежда значително количество диоксини.

Биологична роля

Хлорът е един от най-важните биогенни елементи и е част от всички живи организми.

При животните и хората хлоридните йони участват в поддържането на осмотичния баланс, хлоридният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Това обяснява съвместното му участие с натриеви и калиеви йони в създаването на постоянно осмотично налягане и регулирането на водно-солевия метаболизъм. Под въздействието на GABA (невротрансмитер), хлоридните йони имат инхибиторен ефект върху невроните чрез намаляване на потенциала за действие. В стомаха хлоридните йони създават благоприятна среда за действието на протеолитичните ензими на стомашния сок. Хлорните канали присъстват в много видове клетки, митохондриални мембрани и скелетни мускули. Тези канали изпълняват важни функции в регулирането на обема на течността, трансепителния йонен транспорт и стабилизирането на мембранните потенциали и участват в поддържането на рН на клетката. Хлорът се натрупва във висцералната тъкан, кожата и скелетните мускули. Хлорът се абсорбира главно в дебелото черво. Абсорбцията и екскрецията на хлор са тясно свързани с натриевите йони и бикарбонатите, в по-малка степен с минералокортикоидите и активността на Na + /K + - ATP-аза. Клетките натрупват 10-15% от целия хлор, от това количество, от 1/3 до 1/2 - в еритроцитите. Около 85% от хлора е в извънклетъчното пространство. Хлорът се екскретира от тялото главно с урината (90-95%), изпражненията (4-8%) и през кожата (до 2%). Екскрецията на хлор е свързана с натриеви и калиеви йони и реципрочно с HCO 3 - (киселинно-базов баланс).

Човек приема 5-10 g NaCl на ден. Минималната човешка нужда от хлор е около 800 mg на ден. Кърмачето получава необходимото количество хлор чрез майчиното мляко, което съдържа 11 mmol/l хлор. NaCl е необходим за производството на солна киселина в стомаха, което насърчава храносмилането и унищожаването на патогенни бактерии. Понастоящем ролята на хлора за появата на някои заболявания при хората не е добре разбрана, главно поради малкия брой изследвания. Достатъчно е да се каже, че дори препоръки за дневния прием на хлор не са разработени. Човешката мускулна тъкан съдържа 0,20-0,52% хлор, костната - 0,09%; в кръвта - 2,89 g / l. В тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 kg) 95 g хлор. Всеки ден с храната човек получава 3-6 g хлор, което в излишък покрива нуждата от този елемент.

Хлорните йони са жизненоважни за растенията. Хлорът участва в енергийния метаболизъм в растенията чрез активиране на окислителното фосфорилиране. Необходим е за образуването на кислород в процеса на фотосинтеза от изолирани хлоропласти, стимулира спомагателните процеси на фотосинтезата, предимно тези, свързани с натрупването на енергия. Хлорът има положителен ефект върху усвояването на кислород, калиеви, калциеви и магнезиеви съединения от корените. Прекомерната концентрация на хлоридни йони в растенията може да има и отрицателна страна, например да намали съдържанието на хлорофил, да намали активността на фотосинтезата и да забави растежа и развитието на растенията.

Но има растения, които в процеса на еволюция или са се адаптирали към солеността на почвата, или в борбата за пространство са заели празни солени блата, където няма конкуренция. Растенията, растящи в солени почви, се наричат ​​халофити, те натрупват хлорид по време на вегетационния период и след това се отърват от излишъка чрез падане на листата или отделят хлорид върху повърхността на листата и клоните и получават двойната полза от засенчването на повърхността от слънчева светлина.

Сред микроорганизмите са известни и халофили - халобактерии - които живеят в силно солени води или почви.

Характеристики на работа и предпазни мерки

Хлорът е токсичен задушлив газ, който, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан, задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха от около 0,006 mg / l (т.е. два пъти прага на миризмата на хлор). Хлорът е един от първите химически бойни агенти, използвани от Германия през Първата световна война. При работа с хлор трябва да се използват защитно облекло, противогази и ръкавици. За кратко време е възможно да се предпазят дихателните органи от навлизането на хлор с парцалена превръзка, навлажнена с разтвор на натриев сулфит Na 2 SO 3 или натриев тиосулфат Na 2 S 2 O 3.

ПДК на хлор в атмосферния въздух е както следва: средноденонощно - 0,03 mg/m³; максимално еднократно - 0,1 mg / m³; в работните помещения на промишлено предприятие - 1 mg / m³.