Αέριο χλώριο, φυσικές ιδιότητες του χλωρίου, χημικές ιδιότητες του χλωρίου. Η ανθρώπινη χρήση του Cl

Το χλώριο ελήφθη για πρώτη φορά το 1772 από τον Scheele, ο οποίος περιέγραψε την απελευθέρωσή του κατά την αλληλεπίδραση του πυρολουσίτη με το υδροχλωρικό οξύ στην πραγματεία του για τον πυρολουσίτη: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Ο Scheele σημείωσε τη μυρωδιά του χλωρίου, παρόμοια με τη μυρωδιά του aqua regia, την ικανότητά του να αλληλεπιδρά με τον χρυσό και την κιννάβαρη, καθώς και τις λευκαντικές του ιδιότητες. Ωστόσο, ο Scheele, σύμφωνα με τη θεωρία phlogiston που επικρατούσε στη χημεία εκείνη την εποχή, πρότεινε ότι το χλώριο είναι αποφλογιστικοποιημένο υδροχλωρικό οξύ, δηλαδή οξείδιο του υδροχλωρικού οξέος.
Οι Berthollet και Lavoisier πρότειναν ότι το χλώριο είναι ένα οξείδιο του στοιχείου μουριίου, αλλά οι προσπάθειες απομόνωσής του παρέμειναν ανεπιτυχείς μέχρι το έργο του Davy, ο οποίος κατάφερε να αποσυνθέσει το επιτραπέζιο αλάτι σε νάτριο και χλώριο με ηλεκτρόλυση.
Το όνομα του στοιχείου προέρχεται από τα ελληνικά clwroz- "πράσινο".

Όντας στη φύση, αποκτώντας:

Το φυσικό χλώριο είναι ένα μείγμα δύο ισοτόπων 35 Cl και 37 Cl. Το χλώριο είναι το πιο άφθονο αλογόνο στον φλοιό της γης. Δεδομένου ότι το χλώριο είναι πολύ δραστικό, στη φύση εμφανίζεται μόνο με τη μορφή ενώσεων στη σύνθεση των ορυκτών: αλογονίτης NaCl, συλβίνη KCl, συλβινίτης KCl NaCl, δισχοφίτης MgCl 2 6H 2 O, καρναλλίτης KCl MgCl 2 6H 2 O, καϊνίτης KCl 4 3H 2 O. Τα μεγαλύτερα αποθέματα χλωρίου περιέχονται στα άλατα των νερών των θαλασσών και των ωκεανών.
Σε βιομηχανική κλίμακα, το χλώριο παράγεται μαζί με υδροξείδιο του νατρίου και υδρογόνο με ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου νατρίου:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Για την ανάκτηση του χλωρίου από το υδροχλώριο, το οποίο είναι παραπροϊόν της βιομηχανικής χλωρίωσης οργανικών ενώσεων, χρησιμοποιείται η διαδικασία Deacon (καταλυτική οξείδωση υδροχλωρίου με ατμοσφαιρικό οξυγόνο):
4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2
Τα εργαστήρια συνήθως χρησιμοποιούν διεργασίες που βασίζονται στην οξείδωση του υδροχλωρίου με ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες (για παράδειγμα, οξείδιο του μαγγανίου (IV), υπερμαγγανικό κάλιο, διχρωμικό κάλιο):
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

Φυσικές ιδιότητες:

Υπό κανονικές συνθήκες, το χλώριο είναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο με αποπνικτική οσμή. Το χλώριο είναι ορατά διαλυτό στο νερό ("χλωριούχο νερό"). Στους 20°C, 2,3 όγκοι χλωρίου διαλύονται σε έναν όγκο νερού. Σημείο βρασμού = -34°C; Σημείο τήξεως = -101°C, πυκνότητα (αέριο, N.O.) = 3,214 g/l.

Χημικές ιδιότητες:

Το χλώριο είναι πολύ ενεργό - συνδυάζεται άμεσα με όλα σχεδόν τα στοιχεία του περιοδικού συστήματος, μέταλλα και αμέταλλα (εκτός από άνθρακα, άζωτο, οξυγόνο και αδρανή αέρια). Το χλώριο είναι ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, εκτοπίζει λιγότερο ενεργά αμέταλλα (βρώμιο, ιώδιο) από τις ενώσεις τους με υδρογόνο και μέταλλα:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl
Όταν διαλύεται σε νερό ή αλκάλια, το χλώριο απομεταλλάσσεται, σχηματίζοντας υποχλωρικά (και όταν θερμαίνεται, υπερχλωρικό) και υδροχλωρικό οξύ ή τα άλατά τους.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Το χλώριο αλληλεπιδρά με πολλές οργανικές ενώσεις, μπαίνοντας σε αντιδράσεις υποκατάστασης ή προσθήκης:
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
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Το χλώριο έχει επτά καταστάσεις οξείδωσης: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Οι πιο σημαντικές συνδέσεις:

Υδροχλώριο HCl- ένα άχρωμο αέριο που καπνίζει στον αέρα λόγω του σχηματισμού σταγονιδίων ομίχλης με υδρατμούς. Έχει έντονη οσμή και είναι ιδιαίτερα ερεθιστικό για την αναπνευστική οδό. Περιέχεται σε ηφαιστειακά αέρια και νερά, στο γαστρικό υγρό. Οι χημικές ιδιότητες εξαρτώνται από την κατάσταση στην οποία βρίσκεται (μπορεί να είναι σε αέρια, υγρή κατάσταση ή σε διάλυμα). Το διάλυμα HCl ονομάζεται υδροχλωρικό (υδροχλωρικό) οξύ. Είναι ένα ισχυρό οξύ, που εκτοπίζει τα ασθενέστερα οξέα από τα άλατά τους. Άλατα - χλωρίδια- στερεές κρυσταλλικές ουσίες με υψηλά σημεία τήξης.
ομοιοπολικά χλωρίδια- ενώσεις χλωρίου με αμέταλλα, αέρια, υγρά ή εύτηκτα στερεά με χαρακτηριστικές όξινες ιδιότητες, κατά κανόνα, που υδρολύονται εύκολα από το νερό για να σχηματίσουν υδροχλωρικό οξύ:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Οξείδιο χλωρίου (Ι) Cl 2 O., ένα καστανοκίτρινο αέριο με πικάντικη οσμή. Επηρεάζει τα αναπνευστικά όργανα. Εύκολα διαλυτό στο νερό, σχηματίζοντας υποχλωριώδες οξύ.
Υποχλωριώδες οξύ HClO. Υπάρχει μόνο σε λύσεις. Είναι ένα ασθενές και ασταθές οξύ. Αποσυντίθεται εύκολα σε υδροχλωρικό οξύ και οξυγόνο. Ισχυρό οξειδωτικό. Σχηματίζεται όταν το χλώριο διαλύεται στο νερό. Άλατα - υποχλωριώδες, ασταθές (NaClO*H 2 O αποσυντίθεται με έκρηξη στους 70 °C), ισχυρά οξειδωτικά. Χρησιμοποιείται ευρέως για λεύκανση και απολύμανση λευκαντική σκόνημικτό άλας Ca(Cl)OCl
Χλωρικό οξύ HClO 2, σε ελεύθερη μορφή είναι ασταθής, ακόμη και σε αραιό υδατικό διάλυμα, αποσυντίθεται γρήγορα. Οξύ μέτριας ισχύος, άλατα - χλωρίτεςείναι γενικά άχρωμα και πολύ διαλυτά στο νερό. Σε αντίθεση με τους υποχλωριώτες, οι χλωρίτες παρουσιάζουν έντονες οξειδωτικές ιδιότητες μόνο σε όξινο περιβάλλον. Το χλωριώδες νάτριο NaClO 2 έχει τη μεγαλύτερη εφαρμογή (για λεύκανση υφασμάτων και χαρτοπολτού).
Οξείδιο χλωρίου (IV) ClO 2, - πρασινωπό-κίτρινο αέριο με δυσάρεστη (πικρή) μυρωδιά, ...
Χλωρικό οξύ, το HClO 3 - στην ελεύθερη μορφή είναι ασταθές: δυσανάλογο με το ClO 2 και το HClO 4 . Άλατα - χλωρικά; Από αυτά, τα χλωρικά άλατα νατρίου, καλίου, ασβεστίου και μαγνησίου είναι τα πιο σημαντικά. Αυτά είναι ισχυρά οξειδωτικά μέσα, εκρηκτικά όταν αναμιγνύονται με αναγωγικούς παράγοντες. Χλωρικό κάλιο ( Αλάτι Berthollet) - KClO 3 , χρησιμοποιήθηκε για την παραγωγή οξυγόνου στο εργαστήριο, αλλά λόγω του υψηλού κινδύνου δεν χρησιμοποιήθηκε πλέον. Τα διαλύματα χλωρικού καλίου χρησιμοποιήθηκαν ως ασθενές αντισηπτικό, εξωτερικό φάρμακο για γαργάρες.
Υπερχλωρικό οξύ HClO 4, σε υδατικά διαλύματα, το υπερχλωρικό οξύ είναι το πιο σταθερό από όλα τα οξέα χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο. Το άνυδρο υπερχλωρικό οξύ, το οποίο λαμβάνεται με πυκνό θειικό οξύ από 72% HClO 4 δεν είναι πολύ σταθερό. Είναι το ισχυρότερο μονοβασικό οξύ (σε υδατικό διάλυμα). Άλατα - υπερχλωρικά, χρησιμοποιούνται ως οξειδωτικά (κινητήρες συμπαγών πυραύλων).

Εφαρμογή:

Το χλώριο χρησιμοποιείται σε πολλές βιομηχανίες, την επιστήμη και τις οικιακές ανάγκες:
- Στην παραγωγή πολυβινυλοχλωριδίου, πλαστικών ενώσεων, συνθετικού καουτσούκ.
- Για λεύκανση υφάσματος και χαρτιού.
- Παραγωγή οργανοχλωρικών εντομοκτόνων - ουσίες που σκοτώνουν έντομα επιβλαβή για τις καλλιέργειες, αλλά είναι ασφαλή για τα φυτά.
- Για απολύμανση νερού - "χλωρίωση"
- Εγγεγραμμένο στη βιομηχανία τροφίμων ως πρόσθετο τροφίμων E925.
- Στη χημική παραγωγή υδροχλωρικού οξέος, χλωρίνης, άλατος μπερτολέ, χλωριούχων μετάλλων, δηλητηρίων, φαρμάκων, λιπασμάτων.
- Στη μεταλλουργία για την παραγωγή καθαρών μετάλλων: τιτάνιο, κασσίτερος, ταντάλιο, νιόβιο.

Βιολογικός ρόλος και τοξικότητα:

Το χλώριο είναι ένα από τα πιο σημαντικά βιογενή στοιχεία και αποτελεί μέρος όλων των ζωντανών οργανισμών. Στα ζώα και τους ανθρώπους, τα ιόντα χλωρίου εμπλέκονται στη διατήρηση της οσμωτικής ισορροπίας, το ιόν χλωρίου έχει τη βέλτιστη ακτίνα για διείσδυση μέσω της κυτταρικής μεμβράνης. Τα ιόντα χλωρίου είναι ζωτικής σημασίας για τα φυτά, συμμετέχοντας στον ενεργειακό μεταβολισμό στα φυτά, ενεργοποιώντας την οξειδωτική φωσφορυλίωση.
Το χλώριο με τη μορφή απλής ουσίας είναι δηλητηριώδες, εάν εισέλθει στους πνεύμονες προκαλεί έγκαυμα του πνευμονικού ιστού, ασφυξία. Έχει ερεθιστική δράση στην αναπνευστική οδό σε συγκέντρωση στον αέρα περίπου 0,006 mg/l (δηλαδή διπλάσια από το όριο οσμής χλωρίου). Το χλώριο ήταν ένας από τους πρώτους παράγοντες χημικού πολέμου που χρησιμοποίησε η Γερμανία στον Πρώτο Παγκόσμιο Πόλεμο.

Korotkova Yu., Shvetsova I.
KhF Tyumen State University, 571 ομάδες.

Πηγές: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl και άλλα,
Ιστοσελίδα RCTU D.I. Mendeleev:

ΟΡΙΣΜΟΣ

Ελεύθερος χλώριοείναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο που αποτελείται από διατομικά μόρια.

Υπό συνήθη πίεση, υγροποιείται στους (-34 o C) και στερεοποιείται στους (-101 o C). Ένας όγκος νερού διαλύει περίπου δύο όγκους χλωρίου. Το κιτρινωπό διάλυμα που προκύπτει αναφέρεται συχνά ως "νερό χλωρίου".

Το χλώριο έχει έντονη μυρωδιά. Η εισπνοή προκαλεί φλεγμονή των αεραγωγών. Ως μέσο πρώτων βοηθειών για οξεία δηλητηρίαση με χλώριο, χρησιμοποιείται η εισπνοή ατμών ενός μείγματος αλκοόλης και αιθέρα.

Η κρίσιμη θερμοκρασία του χλωρίου είναι 144 o C, η κρίσιμη πίεση είναι 76 atm. Στο σημείο βρασμού, το υγρό χλώριο έχει πυκνότητα 1,6 g/cm 3 και η θερμότητα εξάτμισης του είναι 4,9 kcal/mol. Το στερεό χλώριο έχει πυκνότητα 2,0 g/cm 3 και θερμότητα σύντηξης 165 kcal/mol. Οι κρύσταλλοι του σχηματίζονται από μεμονωμένα μόρια Cl 2 (η μικρότερη απόσταση μεταξύ των οποίων είναι 3,34 Α).

Ο δεσμός Cl-Cl χαρακτηρίζεται από πυρηνική απόσταση 1,98 Α και σταθερά δύναμης 3,2. Θερμική διάσταση μοριακού χλωρίου σύμφωνα με την εξίσωση

Cl 2 + 58 kcal = 2Cl

Γίνεται αντιληπτό από περίπου 1000 o C.

Η επικράτηση του χλωρίου στη φύση

Όσον αφορά τον επιπολασμό στη φύση, το χλώριο είναι κοντά στο φθόριο - αντιπροσωπεύει το 0,02% του συνολικού αριθμού ατόμων στον φλοιό της γης. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει 0,25 (κ.β.)% χλώριο.

Η πρωταρχική μορφή χλωρίου στην επιφάνεια της γης αντιστοιχεί στην ακραία διασπορά του. Ως αποτέλεσμα της εργασίας του νερού, το οποίο για πολλά εκατομμύρια χρόνια κατέστρεφε πετρώματα και ξεπλύθηκε από αυτά όλα τα διαλυτά συστατικά, συσσωρεύτηκαν ενώσεις χλωρίου στις θάλασσες. Η ξήρανση του τελευταίου οδήγησε στο σχηματισμό σε πολλά σημεία του πλανήτη ισχυρών κοιτασμάτων NaCl, το οποίο χρησιμεύει ως πρώτη ύλη για την παραγωγή όλων των ενώσεων χλωρίου.

Σύντομη περιγραφή των χημικών ιδιοτήτων και της πυκνότητας του χλωρίου

Η ουσία της χημικής δραστηριότητας του χλωρίου εκδηλώνεται στην ικανότητα του ατόμου του να προσκολλά ηλεκτρόνια και να μετατρέπεται σε ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν.

Η χημική δραστηριότητα του χλωρίου είναι πολύ υψηλή - συνδυάζεται με όλα σχεδόν τα μέταλλα (μερικές φορές μόνο παρουσία ιχνών νερού ή όταν θερμαίνεται) και με όλα τα μεταλλοειδή στοιχεία, εκτός από το C, το N και το O. Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι σε η πλήρης απουσία υγρασίας, το χλώριο δεν επηρεάζει τον σίδηρο. Αυτό σας επιτρέπει να το αποθηκεύσετε σε χαλύβδινους κυλίνδρους.

Η αλληλεπίδραση του χλωρίου με το υδρογόνο σύμφωνα με την αντίδραση

H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

Προχωρά εξαιρετικά αργά, αλλά η θέρμανση του μείγματος αερίων ή ο δυνατός φωτισμός του (άμεσο ηλιακό φως, καύση μαγνησίου κ.λπ.) συνοδεύεται από έκρηξη.

Μεταξύ των πολύπλοκων ουσιών με τις οποίες αντιδρά το χλώριο είναι τα νερά, τα αλκάλια και τα αλογονίδια μετάλλων.

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Το έργο	Σύμφωνα με την TCA καύσης νατρίου σε χλώριο 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 kJ υπολογίστε πόσο νάτριο κάηκε αν απελευθερώνονταν 1,43 kJ θερμότητας.
Απόφαση	Ως αποτέλεσμα της καύσης νατρίου σε χλώριο, σχηματίζεται νάτριο και απελευθερώνονται 819 kJ, δηλ. εμφανίζεται μια εξώθερμη αντίδραση: 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 kJ. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, 2 mol νατρίου υποβλήθηκαν σε καύση. Η μοριακή μάζα νατρίου είναι 23 g/mol. Τότε, η θεωρητική μάζα του νατρίου θα είναι ίση με: m(Na) th = n(Na) × M(Na); m(Na)th = 2 × 23 = 46 g. Ας υποδηλώσουμε την πρακτική μάζα του νατρίου ως "x". Ας κάνουμε μια αναλογία: x g Na - 1,43 kJ θερμότητας. 46 g Na - 819 kJ θερμότητας. Express "x": x \u003d (46 × 1,43) / 819 \u003d 0,08. Κατά συνέπεια, κάηκαν 0,08 g νατρίου.
Απάντηση	Η μάζα του νατρίου είναι 0,08 g.

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2

Το έργο	Βρείτε την πυκνότητα αζώτου του αέρα που έχει την ακόλουθη ογκομετρική σύνθεση: 20,0% οξυγόνο; 79,0% άζωτο και 1,0% αργό.
Απόφαση	Δεδομένου ότι οι όγκοι των αερίων είναι ανάλογοι με τις ποσότητες τους (νόμος του Avogadro), η μέση μοριακή μάζα ενός μείγματος μπορεί να εκφραστεί όχι μόνο σε γραμμομόρια, αλλά και σε όγκους: 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) \u003d 2 × 16 \u003d 32 g / mol; M (N 2) \u003d 2 × Ar (O) \u003d 2 × 14 \u003d 28 g / mol; M(Ar) = Ar(Ar) = 40 g/mol. Πάρτε 100 dm 3 από το μείγμα και μετά V (O 2) \u003d 20 dm 3, V (N 2) \u003d 79 dm 3, V (Ar) \u003d 1 dm 3. Αντικαθιστώντας αυτές τις τιμές στον παραπάνω τύπο, παίρνουμε: M = (32x20 + 28x79 + 40x1) / (20 + 79 + 1); Μ = 28,9 g/mol. Η πυκνότητα του αζώτου προκύπτει διαιρώντας τη μέση μοριακή μάζα του μείγματος με τη μοριακή μάζα του αζώτου: D N 2 \u003d 28,9 / 28 \u003d 1,03.
Απάντηση	Η πυκνότητα αζώτου του αέρα είναι 1,03.

Χλώριο(lat. Chlorum), Cl, ένα χημικό στοιχείο της Ομάδας VII του περιοδικού συστήματος Mendeleev, ατομικός αριθμός 17, ατομική μάζα 35,453; ανήκει στην οικογένεια των αλογόνου. Υπό κανονικές συνθήκες (0°C, 0,1 MN/m 2, ή 1 kgf/cm 2) ένα κιτρινοπράσινο αέριο με έντονη ερεθιστική οσμή. Το φυσικό χλώριο αποτελείται από δύο σταθερά ισότοπα: 35 Cl (75,77%) και 37 Cl (24,23%). Ραδιενεργά ισότοπα που λαμβάνονται τεχνητά με αριθμούς μάζας 31-47, συγκεκριμένα: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 με χρόνο ημιζωής (T ½) αντίστοιχα 0,31. 2.5; 1,56 δευτ. 3.1 10 5 χρόνια; 37,3, 55,5 και 1,4 λεπτά. Το 36 Cl και το 38 Cl χρησιμοποιούνται ως ιχνηθέτες.

Αναφορά ιστορίας.Το χλώριο ελήφθη για πρώτη φορά το 1774 από τον K. Scheele με την αλληλεπίδραση υδροχλωρικού οξέος με πυρολυσίτη MnO 2 . Ωστόσο, μόλις το 1810, ο G. Davy καθιέρωσε ότι το χλώριο είναι στοιχείο και το ονόμασε chlorine (από το ελληνικό chloros - κιτρινοπράσινο). Το 1813, ο J. L. Gay-Lussac πρότεινε το όνομα Chlorine για αυτό το στοιχείο.

Κατανομή χλωρίου στη φύση.Το χλώριο εμφανίζεται στη φύση μόνο με τη μορφή ενώσεων. Η μέση περιεκτικότητα σε Χλώριο στον φλοιό της γης (clarke) είναι 1,7·10 -2% κατά μάζα, σε όξινα πυριγενή πετρώματα - γρανίτες και άλλα 2,4·10 -2, σε βασικά και υπερβασικά 5·10 -3. Η μετανάστευση του νερού παίζει σημαντικό ρόλο στην ιστορία του χλωρίου στον φλοιό της γης. Με τη μορφή ιόντος Cl - βρίσκεται στον Παγκόσμιο Ωκεανό (1,93%), υπόγειες άλμη και αλμυρές λίμνες. Ο αριθμός των δικών ορυκτών (κυρίως φυσικά χλωριούχα) είναι 97, με το κυριότερο να είναι ο αλίτης NaCl (πετροκάλαμο). Μεγάλα κοιτάσματα χλωριούχων καλίου και μαγνησίου και μικτών χλωριδίων είναι επίσης γνωστά: συλβίνη KCl, συλβινίτης (Na,K)Cl, καρναλίτης KCl MgCl 2 6H 2 O, καϊνίτης KCl MgSO 4 3H 2 O, δισχοφίτης στο ιστορικό MgH2 της Γης, η παροχή HCl που περιέχεται στα ηφαιστειακά αέρια στα ανώτερα μέρη του φλοιού της γης είχε μεγάλη σημασία.

Φυσικές ιδιότητες του χλωρίου.Το χλώριο έχει tbp -34,05°C, t pl -101°C. Η πυκνότητα του αερίου χλωρίου υπό κανονικές συνθήκες είναι 3,214 g/l. κορεσμένος ατμός στους 0°C 12,21 g/l; υγρό χλώριο σε σημείο βρασμού 1,557 g/cm 3 ; στερεό χλώριο στους -102°C 1,9 g/cm3. Κορεσμένη τάση ατμών χλωρίου στους 0°C 0,369; στους 25°C 0,772; στους 100°C 3,814 MN/m 2 ή 3,69 αντίστοιχα. 7.72; 38,14 kgf / cm 2. Θερμότητα σύντηξης 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g). θερμότητα εξάτμισης 288 kJ/kg (68,8 cal/g). θερμοχωρητικότητα αερίου σε σταθερή πίεση 0,48 kJ/(kg K) . Κρίσιμες σταθερές Χλωρίου: θερμοκρασία 144°C, πίεση 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), πυκνότητα 573 g/l, ειδικός όγκος 1,745·10 -3 l/g. Διαλυτότητα (σε g / l) Χλώριο σε μερική πίεση 0,1 MN / m 2, ή 1 kgf / cm 2, σε νερό 14,8 (0 ° C), 5,8 (30 ° C), 2,8 ( 70 ° C). σε διάλυμα 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Κάτω από τους 9,6°C σε υδατικά διαλύματα, σχηματίζονται ένυδρα χλωρίνη μεταβλητής σύνθεσης Cl 2 ·nH 2 O (όπου n = 6-8). Αυτοί είναι κίτρινοι κρύσταλλοι κυβικής συνγονίας, που αποσυντίθενται όταν η θερμοκρασία αυξάνεται σε Χλώριο και νερό. Το χλώριο διαλύεται καλά σε TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 και ορισμένους οργανικούς διαλύτες (ιδιαίτερα σε εξάνιο C 6 H 14 και τετραχλωράνθρακα CCl 4). Το μόριο χλωρίου είναι διατομικό (Cl 2). Ο βαθμός θερμικής διάστασης του Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl στα 1000 K είναι 2,07 10 -4%, στα 2500 K 0,909%.

Χημικές ιδιότητες του χλωρίου.Εξωτερική ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου Cl 3s 2 Зр 5 . Σύμφωνα με αυτό, το χλώριο στις ενώσεις εμφανίζει καταστάσεις οξείδωσης -1, +1, +3, +4, +5, +6 και +7. Η ομοιοπολική ακτίνα του ατόμου είναι 0,99 Α, η ιοντική ακτίνα του Cl είναι 1,82 Α, η συγγένεια ηλεκτρονίων του ατόμου χλωρίου είναι 3,65 eV και η ενέργεια ιοντισμού είναι 12,97 eV.

Χημικά, το χλώριο είναι πολύ δραστικό, συνδυάζεται άμεσα με όλα σχεδόν τα μέταλλα (με μερικά μόνο παρουσία υγρασίας ή όταν θερμαίνεται) και με τα αμέταλλα (εκτός από άνθρακα, άζωτο, οξυγόνο, αδρανή αέρια), σχηματίζοντας τα αντίστοιχα χλωρίδια, αντιδρά με πολλές ενώσεις, αντικαθιστά το υδρογόνο στους κορεσμένους υδρογονάνθρακες και ενώνει ακόρεστες ενώσεις. Το χλώριο εκτοπίζει το βρώμιο και το ιώδιο από τις ενώσεις τους με υδρογόνο και μέταλλα. από τις ενώσεις του χλωρίου με αυτά τα στοιχεία, εκτοπίζεται από το φθόριο. Τα αλκαλικά μέταλλα παρουσία ιχνών υγρασίας αλληλεπιδρούν με το χλώριο με την ανάφλεξη, τα περισσότερα μέταλλα αντιδρούν με το ξηρό χλώριο μόνο όταν θερμαίνονται. Ο χάλυβας, καθώς και ορισμένα μέταλλα, είναι ανθεκτικός στο ξηρό χλώριο σε χαμηλές θερμοκρασίες, επομένως χρησιμοποιούνται για την κατασκευή εξοπλισμού και εγκαταστάσεις αποθήκευσης ξηρού χλωρίου. Ο φώσφορος αναφλέγεται σε ατμόσφαιρα χλωρίου, σχηματίζοντας РCl 3 , και μετά από περαιτέρω χλωρίωση - РCl 5 . θείο με Χλώριο, όταν θερμανθεί, δίνει S 2 Cl 2, SCl 2 και άλλα S n Cl m. Αρσενικό, αντιμόνιο, βισμούθιο, στρόντιο, τελλούριο αλληλεπιδρούν έντονα με το χλώριο. Ένα μείγμα χλωρίου και υδρογόνου καίγεται με άχρωμη ή κιτρινοπράσινη φλόγα για να σχηματίσει υδροχλώριο (αυτή είναι μια αλυσιδωτή αντίδραση).

Η μέγιστη θερμοκρασία της φλόγας υδρογόνου-χλωρίου είναι 2200°C. Τα μείγματα χλωρίου με υδρογόνο που περιέχουν από 5,8 έως 88,5% Η 2 είναι εκρηκτικά.

Το χλώριο σχηματίζει οξείδια με το οξυγόνο: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , καθώς και υποχλωριώδες (άλατα υποχλωριώδους οξέος), χλωρίτες, χλωρικά και υπερχλωρικά. Όλες οι ενώσεις οξυγόνου του χλωρίου σχηματίζουν εκρηκτικά μείγματα με ουσίες που οξειδώνονται εύκολα. Τα οξείδια του χλωρίου είναι ασταθή και μπορούν να εκραγούν αυθόρμητα, οι υποχλωριώτες αποσυντίθενται αργά κατά την αποθήκευση, τα χλωρικά και τα υπερχλωρικά μπορεί να εκραγούν υπό την επίδραση εκκινητών.

Το χλώριο στο νερό υδρολύεται, σχηματίζοντας υποχλωρικά και υδροχλωρικά οξέα: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. Κατά τη χλωρίωση υδατικών διαλυμάτων αλκαλίων στο κρύο, σχηματίζονται υποχλωριώδες και χλωριούχα: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, και όταν θερμαίνονται - χλωρικά. Με χλωρίωση ξηρού υδροξειδίου του ασβεστίου, λαμβάνεται λευκαντικό.

Όταν η αμμωνία αντιδρά με το χλώριο, σχηματίζεται τριχλωριούχο άζωτο. Στη χλωρίωση των οργανικών ενώσεων, το χλώριο είτε αντικαθιστά το υδρογόνο είτε προσθέτει μέσω πολλαπλών δεσμών, σχηματίζοντας διάφορες οργανικές ενώσεις που περιέχουν χλώριο.

Το χλώριο σχηματίζει ενώσεις διαλογόνων με άλλα αλογόνα. Τα φθορίδια ClF, ClF 3, ClF 3 είναι πολύ αντιδραστικά. για παράδειγμα, σε ατμόσφαιρα ClF 3 υαλοβάμβακας αναφλέγεται αυθόρμητα. Οι ενώσεις χλωρίου με οξυγόνο και φθόριο είναι γνωστές - Οξυφθορίδια χλωρίου: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 και υπερχλωρικό φθόριο FClO 4 .

Λήψη χλωρίου.Το χλώριο άρχισε να παράγεται στη βιομηχανία το 1785 με την αλληλεπίδραση υδροχλωρικού οξέος με οξείδιο του μαγγανίου (II) ή πυρολουσίτη. Το 1867, ο Άγγλος χημικός G. Deacon ανέπτυξε μια μέθοδο για την παραγωγή χλωρίου με οξείδωση HCl με ατμοσφαιρικό οξυγόνο παρουσία καταλύτη. Από τα τέλη του 19ου - αρχές του 20ου αιώνα, το χλώριο παράγεται με ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων χλωριούχων μετάλλων αλκαλίων. Αυτές οι μέθοδοι παράγουν το 90-95% του χλωρίου στον κόσμο. Μικρές ποσότητες χλωρίου λαμβάνονται τυχαία κατά την παραγωγή μαγνησίου, ασβεστίου, νατρίου και λιθίου με ηλεκτρόλυση τετηγμένων χλωριδίων. Χρησιμοποιούνται δύο κύριες μέθοδοι ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων NaCl: 1) σε ηλεκτρολύτες με στερεή κάθοδο και πορώδες διάφραγμα φίλτρου. 2) σε ηλεκτρολύτες με κάθοδο υδραργύρου. Σύμφωνα με τις δύο μεθόδους, το αέριο χλώριο απελευθερώνεται σε μια άνοδο γραφίτη ή οξειδίου τιτανίου-ρουθηνίου. Σύμφωνα με την πρώτη μέθοδο, στην κάθοδο απελευθερώνεται υδρογόνο και σχηματίζεται ένα διάλυμα NaOH και NaCl, από το οποίο απομονώνεται η καυστική σόδα του εμπορίου με επακόλουθη επεξεργασία. Σύμφωνα με τη δεύτερη μέθοδο, σχηματίζεται αμάλγαμα νατρίου στην κάθοδο, όταν αποσυντίθεται με καθαρό νερό σε ξεχωριστή συσκευή, λαμβάνεται διάλυμα NaOH, υδρογόνο και καθαρός υδράργυρος, το οποίο και πάλι βγαίνει στην παραγωγή. Και οι δύο μέθοδοι δίνουν 1,125 τόνους NaOH ανά 1 τόνο χλωρίου.

Η ηλεκτρόλυση διαφράγματος απαιτεί λιγότερες επενδύσεις κεφαλαίου για την παραγωγή χλωρίου και παράγει φθηνότερο NaOH. Η μέθοδος καθόδου υδραργύρου παράγει πολύ καθαρό NaOH, αλλά η απώλεια υδραργύρου μολύνει το περιβάλλον.

Η χρήση του χλωρίου.Ένας από τους σημαντικούς κλάδους της χημικής βιομηχανίας είναι η βιομηχανία χλωρίου. Οι κύριες ποσότητες χλωρίου μεταποιούνται στον τόπο παραγωγής του σε ενώσεις που περιέχουν χλώριο. Το χλώριο αποθηκεύεται και μεταφέρεται σε υγρή μορφή σε κυλίνδρους, βαρέλια, σιδηροδρομικές δεξαμενές ή σε ειδικά εξοπλισμένα δοχεία. Για τις βιομηχανικές χώρες, η ακόλουθη κατά προσέγγιση κατανάλωση χλωρίου είναι χαρακτηριστική: για την παραγωγή οργανικών ενώσεων που περιέχουν χλώριο - 60-75%. ανόργανες ενώσεις που περιέχουν Χλώριο, -10-20%; για λεύκανση πολτού και υφασμάτων - 5-15%. για υγειονομικές ανάγκες και χλωρίωση νερού - 2-6% της συνολικής παραγωγής.

Το χλώριο χρησιμοποιείται επίσης για τη χλωρίωση ορισμένων μεταλλευμάτων για την εξαγωγή τιτανίου, νιοβίου, ζιρκονίου και άλλων.

Χλώριο στο σώμαΤο χλώριο είναι ένα από τα βιογενή στοιχεία, σταθερό συστατικό των φυτικών και ζωικών ιστών. Η περιεκτικότητα σε χλώριο στα φυτά (πολύ χλώριο στα αλόφυτα) - από χιλιοστά του τοις εκατό έως ολόκληρο τοις εκατό, στα ζώα - δέκατα και εκατοστά του τοις εκατό. Η ημερήσια απαίτηση ενός ενήλικα σε Χλώριο (2-4 g) καλύπτεται από προϊόντα διατροφής. Με τα τρόφιμα, το χλώριο συνήθως παρέχεται σε περίσσεια με τη μορφή χλωριούχου νατρίου και χλωριούχου καλίου. Το ψωμί, το κρέας και τα γαλακτοκομικά προϊόντα είναι ιδιαίτερα πλούσια σε Χλώριο. Στα ζώα, το χλώριο είναι η κύρια οσμωτικά δραστική ουσία στο πλάσμα του αίματος, τη λέμφο, το εγκεφαλονωτιαίο υγρό και ορισμένους ιστούς. Παίζει ρόλο στο μεταβολισμό νερού-αλατιού, συμβάλλοντας στην κατακράτηση νερού από τους ιστούς. Η ρύθμιση της οξεοβασικής ισορροπίας στους ιστούς πραγματοποιείται μαζί με άλλες διεργασίες αλλάζοντας την κατανομή του χλωρίου μεταξύ του αίματος και άλλων ιστών. Το χλώριο εμπλέκεται στον ενεργειακό μεταβολισμό στα φυτά, ενεργοποιώντας τόσο την οξειδωτική φωσφορυλίωση όσο και τη φωτοφωσφορυλίωση. Το χλώριο έχει θετική επίδραση στην απορρόφηση του οξυγόνου από τις ρίζες. Το χλώριο είναι απαραίτητο για την παραγωγή οξυγόνου κατά τη φωτοσύνθεση από απομονωμένους χλωροπλάστες. Το χλώριο δεν περιλαμβάνεται στα περισσότερα θρεπτικά μέσα για τεχνητή καλλιέργεια φυτών. Είναι πιθανό ότι πολύ χαμηλές συγκεντρώσεις χλωρίου είναι επαρκείς για την ανάπτυξη των φυτών.

Η δηλητηρίαση από χλώριο είναι δυνατή στη χημική βιομηχανία, στον πολτό και χαρτί, στην κλωστοϋφαντουργία, στη φαρμακευτική βιομηχανία και σε άλλες. Το χλώριο ερεθίζει τους βλεννογόνους των ματιών και την αναπνευστική οδό. Η δευτερογενής λοίμωξη συνήθως συνδέεται με τις πρωτογενείς φλεγμονώδεις αλλαγές. Η οξεία δηλητηρίαση αναπτύσσεται σχεδόν αμέσως. Η εισπνοή μεσαίων και χαμηλών συγκεντρώσεων χλωρίου προκαλεί σφίξιμο και πόνο στο στήθος, ξηρό βήχα, γρήγορη αναπνοή, πόνο στα μάτια, δακρύρροια, αυξημένα επίπεδα λευκοκυττάρων στο αίμα, θερμοκρασία σώματος κ.λπ. Πιθανή βρογχοπνευμονία, τοξικό πνευμονικό οίδημα, κατάθλιψη , σπασμοί . Σε ήπιες περιπτώσεις, η ανάρρωση γίνεται σε 3-7 ημέρες. Ως μακροπρόθεσμες συνέπειες, παρατηρούνται καταρροές της ανώτερης αναπνευστικής οδού, υποτροπιάζουσα βρογχίτιδα, πνευμοσκλήρωση και άλλα. πιθανή ενεργοποίηση της πνευμονικής φυματίωσης. Με παρατεταμένη εισπνοή μικρών συγκεντρώσεων χλωρίου, παρατηρούνται παρόμοιες, αλλά αργά αναπτυσσόμενες μορφές της νόσου. Πρόληψη δηλητηρίασης: σφράγιση εγκαταστάσεων παραγωγής, εξοπλισμού, αποτελεσματικός αερισμός, εάν χρειάζεται, χρήση μάσκας αερίου. Η παραγωγή χλωρίου, χλωρίνης και άλλων ενώσεων που περιέχουν χλώριο ανήκει σε βιομηχανίες με επιβλαβείς συνθήκες εργασίας.

Χλώριο(από το ελληνικό χλωρ?ς - «πράσινο») - στοιχείο της κύριας υποομάδας της έβδομης ομάδας, η τρίτη περίοδος του περιοδικού συστήματος χημικών στοιχείων του D. I. Mendeleev, με ατομικό αριθμό 17. Υποδηλώνεται με το σύμβολο Cl(λάτ. Χλώριο). Αντιδραστικό αμέταλλο. Ανήκει στην ομάδα των αλογόνων (αρχικά, το όνομα "αλογόνο" χρησιμοποιήθηκε από τον Γερμανό χημικό Schweiger για το χλώριο [κυριολεκτικά, το "αλογόνο" μεταφράζεται ως αλάτι), αλλά δεν ρίζωσε και στη συνέχεια έγινε κοινό για το VII ομάδα στοιχείων, που περιλαμβάνει το χλώριο).

Η απλή ουσία χλώριο (αριθμός CAS: 7782-50-5) υπό κανονικές συνθήκες είναι ένα κιτρινοπράσινο δηλητηριώδες αέριο με έντονη οσμή. Το μόριο χλωρίου είναι διατομικό (τύπος Cl 2).

Η ιστορία της ανακάλυψης του χλωρίου

Για πρώτη φορά, το αέριο άνυδρο υδροχλώριο συλλέχτηκε από τον J. Prisley το 1772. (πάνω από υγρό υδράργυρο). Το χλώριο ελήφθη για πρώτη φορά το 1774 από τον Scheele, ο οποίος περιέγραψε την απελευθέρωσή του κατά την αλληλεπίδραση του πυρολουσίτη με το υδροχλωρικό οξύ στην πραγματεία του για τον πυρολουσίτη:

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

Ο Scheele σημείωσε τη μυρωδιά του χλωρίου, παρόμοια με τη μυρωδιά του aqua regia, την ικανότητά του να αλληλεπιδρά με τον χρυσό και την κιννάβαρη, καθώς και τις λευκαντικές του ιδιότητες.

Ωστόσο, ο Scheele, σύμφωνα με τη θεωρία phlogiston που επικρατούσε στη χημεία εκείνη την εποχή, πρότεινε ότι το χλώριο είναι αποφλογιστικοποιημένο υδροχλωρικό οξύ, δηλαδή οξείδιο του υδροχλωρικού οξέος. Οι Berthollet και Lavoisier πρότειναν ότι το χλώριο είναι ένα οξείδιο του στοιχείου μουρίαΩστόσο, οι προσπάθειες απομόνωσής του παρέμειναν ανεπιτυχείς μέχρι την εργασία του Davy, ο οποίος κατάφερε να αποσυνθέσει το επιτραπέζιο αλάτι σε νάτριο και χλώριο με ηλεκτρόλυση.

Κατανομή στη φύση

Στη φύση, υπάρχουν δύο ισότοπα χλωρίου 35 Cl και 37 Cl. Το χλώριο είναι το πιο άφθονο αλογόνο στον φλοιό της γης. Το χλώριο είναι πολύ ενεργό - συνδυάζεται άμεσα με όλα σχεδόν τα στοιχεία του περιοδικού πίνακα. Επομένως, στη φύση εμφανίζεται μόνο με τη μορφή ενώσεων στη σύνθεση των ορυκτών: αλογονίτης NaCl, συλβίνη KCl, συλβινίτης KCl NaCl, δισχοφίτης MgCl 2 6H2O, καρναλλίτης KCl MgCl 2 6H 2 O, καϊνίτης KCl MgSO 4 3H. Τα μεγαλύτερα αποθέματα χλωρίου περιέχονται στα άλατα των νερών των θαλασσών και των ωκεανών (η περιεκτικότητα στο θαλασσινό νερό είναι 19 g/l). Το χλώριο αντιπροσωπεύει το 0,025% του συνολικού αριθμού ατόμων στον φλοιό της γης, ο αριθμός Clarke του χλωρίου είναι 0,017% και το ανθρώπινο σώμα περιέχει το 0,25% των ιόντων χλωρίου κατά μάζα. Στους ανθρώπους και τα ζώα, το χλώριο βρίσκεται κυρίως στα μεσοκυττάρια υγρά (συμπεριλαμβανομένου του αίματος) και παίζει σημαντικό ρόλο στη ρύθμιση των οσμωτικών διεργασιών, καθώς και σε διεργασίες που σχετίζονται με τη λειτουργία των νευρικών κυττάρων.

Φυσικές και φυσικοχημικές ιδιότητες

Υπό κανονικές συνθήκες, το χλώριο είναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο με αποπνικτική οσμή. Μερικές από τις φυσικές του ιδιότητες παρουσιάζονται στον πίνακα.

Μερικές φυσικές ιδιότητες του χλωρίου

Ιδιοκτησία	Εννοια
Χρώμα (αέριο)	κίτρινο πράσινο
Θερμοκρασία βρασμού	-34°C
Η θερμοκρασία τήξης	-100°C
Θερμοκρασία αποσύνθεσης (διασπάσεις σε άτομα)	~1400 °C
Πυκνότητα (αέριο, n.o.s.)	3,214 g/l
Συγγένεια για το ηλεκτρόνιο ενός ατόμου	3,65 eV
Πρώτη ενέργεια ιοντισμού	12,97 eV
Θερμοχωρητικότητα (298 K, αέριο)	34,94 (J/mol K)
Κρίσιμη θερμοκρασία	144°C
κρίσιμη πίεση	76 atm
Τυπική ενθαλπία σχηματισμού (298 K, αέριο)	0 (kJ/mol)
Τυπική εντροπία σχηματισμού (298 K, αέριο)	222,9 (J/mol K)
Ενθαλπία σύντηξης	6,406 (kJ/mol)
Ενθαλπία που βράζει	20,41 (kJ/mol)
Ενέργεια διάσπασης ομολυτικού δεσμού Χ-Χ	243 (kJ/mol)
Ενέργεια διάσπασης ετερολυτικού δεσμού Χ-Χ	1150 (kJ/mol)
Ενέργεια ιονισμού	1255 (kJ/mol)
Ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων	349 (kJ/mol)
Ατομική ακτίνα	0,073 (nm)
Ηλεκτραρνητικότητα κατά Pauling	3,20
Ηλεκτραρνητικότητα Allred-Rochow	2,83
Σταθερές καταστάσεις οξείδωσης	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Το αέριο χλώριο υγροποιείται σχετικά εύκολα. Ξεκινώντας από πίεση 0,8 MPa (8 ατμόσφαιρες), το χλώριο θα είναι υγρό ήδη σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν ψύχεται σε θερμοκρασία -34 ° C, το χλώριο γίνεται επίσης υγρό σε κανονική ατμοσφαιρική πίεση. Το υγρό χλώριο είναι ένα κιτρινοπράσινο υγρό με πολύ υψηλή διαβρωτική δράση (λόγω της υψηλής συγκέντρωσης μορίων). Με την αύξηση της πίεσης, είναι δυνατό να επιτευχθεί η ύπαρξη υγρού χλωρίου μέχρι θερμοκρασία +144 ° C (κρίσιμη θερμοκρασία) σε κρίσιμη πίεση 7,6 MPa.

Σε θερμοκρασίες κάτω από -101 °C, το υγρό χλώριο κρυσταλλώνεται σε ένα ορθορομβικό πλέγμα με διαστημική ομάδα cmcaκαι παραμέτρους a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Κάτω από 100 K, η ορθορομβική τροποποίηση του κρυσταλλικού χλωρίου μετατρέπεται σε τετραγωνική τροποποίηση που έχει μια διαστημική ομάδα P4 2 /cmκαι παραμέτρους πλέγματος a=8,56 Å και c=6,12 Å.

Διαλυτότητα

Ο βαθμός διάστασης του μορίου του χλωρίου Cl 2 → 2Cl. Στα 1000 K είναι 2,07×10 −4%, και στα 2500 K είναι 0,909%.

Το όριο αντίληψης οσμής στον αέρα είναι 0,003 (mg/l).

Όσον αφορά την ηλεκτρική αγωγιμότητα, το υγρό χλώριο κατατάσσεται μεταξύ των ισχυρότερων μονωτών: άγει ρεύμα σχεδόν ένα δισεκατομμύριο φορές χειρότερο από το απεσταγμένο νερό και 10 22 φορές χειρότερο από το ασήμι. Η ταχύτητα του ήχου στο χλώριο είναι περίπου μιάμιση φορά μικρότερη από ό,τι στον αέρα.

Χημικές ιδιότητες

Η δομή του κελύφους ηλεκτρονίων

Το επίπεδο σθένους του ατόμου χλωρίου περιέχει 1 μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, επομένως το σθένος του 1 για το άτομο χλωρίου είναι πολύ σταθερό. Λόγω της παρουσίας ενός μη κατειλημμένου τροχιακού του υποεπίπεδου d στο άτομο χλωρίου, το άτομο χλωρίου μπορεί επίσης να εμφανίσει άλλα σθένη. Σχέδιο σχηματισμού διεγερμένων καταστάσεων του ατόμου:

Είναι επίσης γνωστές ενώσεις χλωρίου στις οποίες το άτομο χλωρίου επιδεικνύει τυπικά σθένος 4 και 6, όπως ClO 2 και Cl 2 O 6 . Ωστόσο, αυτές οι ενώσεις είναι ρίζες, που σημαίνει ότι έχουν ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο.

Αλληλεπίδραση με μέταλλα

Το χλώριο αντιδρά άμεσα με όλα σχεδόν τα μέταλλα (με μερικά μόνο παρουσία υγρασίας ή όταν θερμαίνεται):

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

Αλληλεπίδραση με αμέταλλα

Με τα αμέταλλα (εκτός από άνθρακα, άζωτο, οξυγόνο και αδρανή αέρια), σχηματίζονται τα αντίστοιχα χλωρίδια.

Στο φως ή όταν θερμαίνεται, αντιδρά ενεργά (μερικές φορές με έκρηξη) με το υδρογόνο μέσω ενός ριζικού μηχανισμού. Μείγματα χλωρίου με υδρογόνο, που περιέχουν από 5,8 έως 88,3% υδρογόνο, εκρήγνυνται κατά την ακτινοβολία με το σχηματισμό υδροχλωρίου. Ένα μείγμα χλωρίου και υδρογόνου σε μικρές συγκεντρώσεις καίγεται με άχρωμη ή κιτρινοπράσινη φλόγα. Η μέγιστη θερμοκρασία της φλόγας υδρογόνου-χλωρίου είναι 2200 °C.:

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

Με το οξυγόνο, το χλώριο σχηματίζει οξείδια στα οποία εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης από +1 έως +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Έχουν έντονη οσμή, είναι θερμικά και φωτοχημικά ασταθή και επιρρεπή σε εκρηκτική αποσύνθεση.

Όταν αντιδρά με φθόριο, δεν σχηματίζεται χλώριο, αλλά φθόριο:

Cl 2 + 3F 2 (π.χ.) → 2ClF 3

Άλλα ακίνητα

Το χλώριο εκτοπίζει το βρώμιο και το ιώδιο από τις ενώσεις τους με υδρογόνο και μέταλλα:

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

Όταν αντιδρά με μονοξείδιο του άνθρακα, σχηματίζεται φωσγένιο:

Cl 2 + CO → COCl 2

Όταν διαλύεται σε νερό ή αλκάλια, το χλώριο απομεταλλάσσεται, σχηματίζοντας υποχλωρικά (και όταν θερμαίνεται, υπερχλωρικό) και υδροχλωρικό οξύ ή τα άλατά τους:

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

Με χλωρίωση ξηρού υδροξειδίου του ασβεστίου, λαμβάνεται λευκαντικό:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Η δράση του χλωρίου στην αμμωνία μπορεί να ληφθεί τριχλωριούχου αζώτου:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Οξειδωτικές ιδιότητες του χλωρίου

Το χλώριο είναι ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Αντιδράσεις με οργανικές ουσίες

Με κορεσμένες ενώσεις:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Προσκολλάται σε ακόρεστες ενώσεις με πολλαπλούς δεσμούς:

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

Οι αρωματικές ενώσεις αντικαθιστούν ένα άτομο υδρογόνου με χλώριο παρουσία καταλυτών (για παράδειγμα, AlCl 3 ή FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Πώς να πάρει

Βιομηχανικές Μέθοδοι

Αρχικά, η βιομηχανική μέθοδος για την παραγωγή χλωρίου βασίστηκε στη μέθοδο Scheele, δηλαδή στην αντίδραση του πυρολουσίτη με το υδροχλωρικό οξύ:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Το 1867, ο Deacon ανέπτυξε μια μέθοδο για την παραγωγή χλωρίου με καταλυτική οξείδωση υδροχλωρίου με ατμοσφαιρικό οξυγόνο. Η διαδικασία Deacon χρησιμοποιείται επί του παρόντος για την ανάκτηση χλωρίου από υδροχλώριο, ένα υποπροϊόν της βιομηχανικής χλωρίωσης οργανικών ενώσεων.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Σήμερα, το χλώριο παράγεται σε βιομηχανική κλίμακα μαζί με υδροξείδιο του νατρίου και υδρογόνο με ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου νατρίου:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH άνοδος: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 Κάθοδος: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Δεδομένου ότι η ηλεκτρόλυση του νερού πραγματοποιείται παράλληλα με την ηλεκτρόλυση του χλωριούχου νατρίου, η συνολική εξίσωση μπορεί να εκφραστεί ως εξής:

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

Χρησιμοποιούνται τρεις παραλλαγές της ηλεκτροχημικής μεθόδου για την παραγωγή χλωρίου. Δύο από αυτές είναι η ηλεκτρόλυση με στερεή κάθοδο: μέθοδοι διαφράγματος και μεμβράνης, η τρίτη είναι η ηλεκτρόλυση με υγρή κάθοδο υδραργύρου (μέθοδος παραγωγής υδραργύρου). Μεταξύ των ηλεκτροχημικών μεθόδων παραγωγής, η ηλεκτρόλυση καθόδου υδραργύρου είναι η πιο εύκολη και βολική μέθοδος, αλλά αυτή η μέθοδος προκαλεί σημαντική περιβαλλοντική ζημιά λόγω εξάτμισης και διαρροής μεταλλικού υδραργύρου.

Μέθοδος διαφράγματος με συμπαγή κάθοδο

Η κοιλότητα της κυψέλης χωρίζεται από ένα πορώδες χώρισμα αμιάντου - διάφραγμα - στον χώρο της καθόδου και της ανόδου, όπου βρίσκονται αντίστοιχα η κάθοδος και η άνοδος της κυψέλης. Επομένως, ένας τέτοιος ηλεκτρολύτης ονομάζεται συχνά ηλεκτρόλυση διαφράγματος και η μέθοδος παραγωγής είναι ηλεκτρόλυση διαφράγματος. Ένα ρεύμα κορεσμένου ανολύτη (διάλυμα NaCl) εισέρχεται συνεχώς στον χώρο της ανόδου της κυψέλης του διαφράγματος. Ως αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής διαδικασίας, το χλώριο απελευθερώνεται στην άνοδο λόγω της αποσύνθεσης του αλίτη και το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο λόγω της αποσύνθεσης του νερού. Σε αυτή την περίπτωση, η σχεδόν καθοδική ζώνη εμπλουτίζεται με υδροξείδιο του νατρίου.

Μέθοδος μεμβράνης με συμπαγή κάθοδο

Η μέθοδος μεμβράνης είναι ουσιαστικά παρόμοια με τη μέθοδο του διαφράγματος, αλλά οι χώροι ανόδου και καθόδου διαχωρίζονται από μια μεμβράνη πολυμερούς ανταλλαγής κατιόντων. Η μέθοδος παραγωγής μεμβράνης είναι πιο αποτελεσματική από τη μέθοδο του διαφράγματος, αλλά είναι πιο δύσκολη στη χρήση.

Μέθοδος υδραργύρου με υγρή κάθοδο

Η διαδικασία πραγματοποιείται σε ένα ηλεκτρολυτικό λουτρό, το οποίο αποτελείται από έναν ηλεκτρολύτη, έναν αποσυνθέτη και μια αντλία υδραργύρου, που διασυνδέονται με επικοινωνίες. Στο ηλεκτρολυτικό λουτρό, υπό τη δράση μιας αντλίας υδραργύρου, ο υδράργυρος κυκλοφορεί, περνώντας από τον ηλεκτρολύτη και τον αποικοδομητή. Η κάθοδος του ηλεκτρολύτη είναι ένα ρεύμα υδραργύρου. Άνοδοι - γραφίτης ή χαμηλή φθορά. Μαζί με τον υδράργυρο, ένα ρεύμα ανολύτη, ένα διάλυμα χλωριούχου νατρίου, ρέει συνεχώς μέσω του ηλεκτρολύτη. Ως αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής αποσύνθεσης του χλωρίου, σχηματίζονται μόρια χλωρίου στην άνοδο και το απελευθερωμένο νάτριο διαλύεται σε υδράργυρο στην κάθοδο, σχηματίζοντας ένα αμάλγαμα.

Εργαστηριακές μέθοδοι

Στα εργαστήρια, για τη λήψη χλωρίου, χρησιμοποιούνται συνήθως διεργασίες που βασίζονται στην οξείδωση του υδροχλωρίου με ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες (για παράδειγμα, οξείδιο μαγγανίου (IV), υπερμαγγανικό κάλιο, διχρωμικό κάλιο):

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

Αποθήκευση χλωρίου

Το παραγόμενο χλώριο αποθηκεύεται σε ειδικές «δεξαμενές» ή αντλείται σε χαλύβδινους κυλίνδρους υψηλής πίεσης. Οι κύλινδροι με υγρό χλώριο υπό πίεση έχουν ιδιαίτερο χρώμα - χρώμα βάλτου. Πρέπει να σημειωθεί ότι κατά τη μακροχρόνια χρήση των κυλίνδρων χλωρίου, συσσωρεύεται εξαιρετικά εκρηκτικό τριχλωριούχο άζωτο και επομένως, από καιρό σε καιρό, οι φιάλες χλωρίου πρέπει να ξεπλένονται και να καθαρίζονται τακτικά από το χλωριούχο άζωτο.

Πρότυπα ποιότητας χλωρίου

Σύμφωνα με το GOST 6718-93 «Υγρό χλώριο. Προδιαγραφές» παράγονται οι ακόλουθες ποιότητες χλωρίου

Εφαρμογή

Το χλώριο χρησιμοποιείται σε πολλές βιομηχανίες, την επιστήμη και τις οικιακές ανάγκες:

• Στην παραγωγή πολυβινυλοχλωριδίου, πλαστικών ενώσεων, συνθετικού καουτσούκ, που χρησιμοποιούνται για την κατασκευή: μόνωσης για σύρματα, προφίλ παραθύρων, υλικά συσκευασίας, ρούχα και παπούτσια, δίσκους λινέλαιο και γραμμοφώνου, βερνίκια, εξοπλισμό και αφρώδες πλαστικό, παιχνίδια, εξαρτήματα οργάνων, οικοδομικά υλικά. Το χλωριούχο πολυβινύλιο παράγεται με πολυμερισμό χλωριούχου βινυλίου, το οποίο σήμερα λαμβάνεται συχνότερα από το αιθυλένιο με μια μέθοδο εξισορροπημένης με χλώριο μέσω ενός ενδιάμεσου 1,2-διχλωροαιθανίου.
• Οι λευκαντικές ιδιότητες του χλωρίου ήταν γνωστές από την αρχαιότητα, αν και δεν είναι το ίδιο το χλώριο που «λευκαίνει», αλλά το ατομικό οξυγόνο, το οποίο σχηματίζεται κατά την αποσύνθεση του υποχλωριώδους οξέος: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Αυτή η μέθοδος λεύκανσης υφασμάτων, χαρτιού, χαρτονιού χρησιμοποιείται εδώ και αιώνες.
• Παραγωγή οργανοχλωρικών εντομοκτόνων - ουσιών που σκοτώνουν έντομα επιβλαβή για τις καλλιέργειες, αλλά είναι ασφαλή για τα φυτά. Σημαντικό μέρος του παραγόμενου χλωρίου δαπανάται για την απόκτηση φυτοπροστατευτικών προϊόντων. Ένα από τα πιο σημαντικά εντομοκτόνα είναι το εξαχλωροκυκλοεξάνιο (συχνά αναφέρεται ως εξαχλωράνιο). Αυτή η ουσία συντέθηκε για πρώτη φορά το 1825 από τον Faraday, αλλά βρήκε πρακτική εφαρμογή μόνο μετά από περισσότερα από 100 χρόνια - στη δεκαετία του '30 του εικοστού αιώνα.
• Χρησιμοποιήθηκε ως παράγοντας χημικού πολέμου, καθώς και για την παραγωγή άλλων παραγόντων χημικού πολέμου: αέριο μουστάρδας, φωσγένιο.
• Για απολύμανση νερού - "χλωρίωση". Η πιο κοινή μέθοδος απολύμανσης του πόσιμου νερού. βασίζεται στην ικανότητα του ελεύθερου χλωρίου και των ενώσεων του να αναστέλλουν τα ενζυμικά συστήματα των μικροοργανισμών που καταλύουν τις διεργασίες οξειδοαναγωγής. Για την απολύμανση του πόσιμου νερού χρησιμοποιούνται χλώριο, διοξείδιο του χλωρίου, χλωραμίνη και χλωρίνη. Το SanPiN 2.1.4.1074-01 καθορίζει τα ακόλουθα όρια (διάδρομος) για την επιτρεπόμενη περιεκτικότητα σε ελεύθερο υπολειμματικό χλώριο στο πόσιμο νερό από κεντρική παροχή νερού 0,3 - 0,5 mg / l. Αρκετοί επιστήμονες και ακόμη και πολιτικοί στη Ρωσία επικρίνουν την ίδια την έννοια της χλωρίωσης του νερού της βρύσης, αλλά δεν μπορούν να προσφέρουν μια εναλλακτική λύση στην απολυμαντική επίδραση των ενώσεων χλωρίου. Τα υλικά από τα οποία κατασκευάζονται οι σωλήνες νερού αλληλεπιδρούν διαφορετικά με το χλωριωμένο νερό της βρύσης. Το ελεύθερο χλώριο στο νερό της βρύσης μειώνει σημαντικά τη διάρκεια ζωής των αγωγών που βασίζονται σε πολυολεφίνες: σωλήνες πολυαιθυλενίου διαφόρων τύπων, συμπεριλαμβανομένου πολυαιθυλενίου με σταυροειδείς δεσμούς, πιο γνωστά ως PEX (PEX, PE-X). Στις ΗΠΑ, για τον έλεγχο της εισαγωγής αγωγών από πολυμερή υλικά για χρήση σε συστήματα ύδρευσης με χλωριωμένο νερό, αναγκάστηκαν να υιοθετήσουν 3 πρότυπα: ASTM F2023 για σωλήνες από διασυνδεδεμένο πολυαιθυλένιο (PEX) και ζεστό χλωριωμένο νερό, ASTM F2263 για όλους τους σωλήνες πολυαιθυλενίου και χλωριωμένο νερό και ASTM F2330 για σωλήνες πολλαπλών στρώσεων (μεταλλικό πολυμερές) και ζεστό χλωριωμένο νερό. Όσον αφορά την ανθεκτικότητα κατά την αλληλεπίδραση με το χλωριωμένο νερό, οι χάλκινοι σωλήνες νερού παρουσιάζουν θετικά αποτελέσματα.
• Εγγεγραμμένο στη βιομηχανία τροφίμων ως πρόσθετο τροφίμων Ε925.
• Στη χημική παραγωγή υδροχλωρικού οξέος, χλωρίνης, άλατος μπερτολέ, χλωριούχων μετάλλων, δηλητηρίων, φαρμάκων, λιπασμάτων.
• Στη μεταλλουργία για την παραγωγή καθαρών μετάλλων: τιτάνιο, κασσίτερος, ταντάλιο, νιόβιο.
• Ως δείκτης ηλιακών νετρίνων σε ανιχνευτές χλωρίου-αργού.

Πολλές ανεπτυγμένες χώρες προσπαθούν να περιορίσουν τη χρήση του χλωρίου στο σπίτι, μεταξύ άλλων επειδή η καύση των σκουπιδιών που περιέχουν χλώριο παράγει σημαντική ποσότητα διοξινών.

Βιολογικός ρόλος

Το χλώριο είναι ένα από τα πιο σημαντικά βιογενή στοιχεία και αποτελεί μέρος όλων των ζωντανών οργανισμών.

Στα ζώα και τους ανθρώπους, τα ιόντα χλωρίου εμπλέκονται στη διατήρηση της οσμωτικής ισορροπίας, το ιόν χλωρίου έχει τη βέλτιστη ακτίνα για διείσδυση μέσω της κυτταρικής μεμβράνης. Αυτό εξηγεί την κοινή συμμετοχή του με ιόντα νατρίου και καλίου στη δημιουργία σταθερής οσμωτικής πίεσης και στη ρύθμιση του μεταβολισμού νερού-αλατιού. Υπό την επίδραση του GABA (ένας νευροδιαβιβαστής), τα ιόντα χλωρίου έχουν ανασταλτική επίδραση στους νευρώνες μειώνοντας το δυναμικό δράσης. Στο στομάχι, τα ιόντα χλωρίου δημιουργούν ένα ευνοϊκό περιβάλλον για τη δράση των πρωτεολυτικών ενζύμων του γαστρικού υγρού. Τα κανάλια χλωρίου υπάρχουν σε πολλούς τύπους κυττάρων, μιτοχονδριακές μεμβράνες και σκελετικούς μύες. Αυτά τα κανάλια εκτελούν σημαντικές λειτουργίες στη ρύθμιση του όγκου του υγρού, στη μεταφορά διαεπιθηλιακών ιόντων και στη σταθεροποίηση των δυναμικών της μεμβράνης και εμπλέκονται στη διατήρηση του pH των κυττάρων. Το χλώριο συσσωρεύεται στον σπλαχνικό ιστό, στο δέρμα και στους σκελετικούς μύες. Το χλώριο απορροφάται κυρίως στο παχύ έντερο. Η απορρόφηση και η απέκκριση του χλωρίου σχετίζεται στενά με τα ιόντα νατρίου και τα διττανθρακικά, σε μικρότερο βαθμό με τα ορυκτοκορτικοειδή και τη δραστηριότητα της Na + /K + - ATP-άσης. Τα κύτταρα συσσωρεύουν 10-15% όλου του χλωρίου, αυτής της ποσότητας, από 1/3 έως 1/2 - στα ερυθροκύτταρα. Περίπου το 85% του χλωρίου βρίσκεται στον εξωκυτταρικό χώρο. Το χλώριο αποβάλλεται από τον οργανισμό κυρίως με ούρα (90-95%), κόπρανα (4-8%) και μέσω του δέρματος (έως 2%). Η απέκκριση του χλωρίου σχετίζεται με ιόντα νατρίου και καλίου και αμοιβαία με το HCO 3 - (ισορροπία οξέος-βάσης).

Ένα άτομο καταναλώνει 5-10 g NaCl την ημέρα. Η ελάχιστη ανθρώπινη ανάγκη για χλώριο είναι περίπου 800 mg την ημέρα. Το βρέφος λαμβάνει την απαραίτητη ποσότητα χλωρίου μέσω του μητρικού γάλακτος, το οποίο περιέχει 11 mmol / l χλωρίου. Το NaCl είναι απαραίτητο για την παραγωγή υδροχλωρικού οξέος στο στομάχι, το οποίο προάγει την πέψη και την καταστροφή παθογόνων βακτηρίων. Επί του παρόντος, ο ρόλος του χλωρίου στην εμφάνιση ορισμένων ασθενειών στον άνθρωπο δεν είναι καλά κατανοητός, κυρίως λόγω του μικρού αριθμού μελετών. Αρκεί να αναφέρουμε ότι ακόμη και συστάσεις για την ημερήσια πρόσληψη χλωρίου δεν έχουν αναπτυχθεί. Ο ανθρώπινος μυϊκός ιστός περιέχει 0,20-0,52% χλώριο, οστό - 0,09%. στο αίμα - 2,89 g / l. Στο σώμα ενός μέσου ανθρώπου (σωματικό βάρος 70 κιλά) 95 g χλωρίου. Κάθε μέρα με το φαγητό, ένα άτομο λαμβάνει 3-6 g χλωρίου, το οποίο σε περίσσεια καλύπτει την ανάγκη για αυτό το στοιχείο.

Τα ιόντα χλωρίου είναι ζωτικής σημασίας για τα φυτά. Το χλώριο εμπλέκεται στον ενεργειακό μεταβολισμό στα φυτά ενεργοποιώντας την οξειδωτική φωσφορυλίωση. Είναι απαραίτητο για το σχηματισμό οξυγόνου στη διαδικασία της φωτοσύνθεσης από απομονωμένους χλωροπλάστες, διεγείρει τις βοηθητικές διαδικασίες της φωτοσύνθεσης, κυρίως αυτές που σχετίζονται με τη συσσώρευση ενέργειας. Το χλώριο έχει θετική επίδραση στην απορρόφηση των ενώσεων οξυγόνου, καλίου, ασβεστίου και μαγνησίου από τις ρίζες. Μια υπερβολική συγκέντρωση ιόντων χλωρίου στα φυτά μπορεί επίσης να έχει αρνητική πλευρά, για παράδειγμα, να μειώσει την περιεκτικότητα σε χλωροφύλλη, να μειώσει τη δραστηριότητα της φωτοσύνθεσης και να καθυστερήσει την ανάπτυξη και την ανάπτυξη των φυτών.

Υπάρχουν όμως φυτά που, στη διαδικασία της εξέλιξης, είτε προσαρμόστηκαν στην αλατότητα του εδάφους, είτε, στον αγώνα για το διάστημα, κατέλαβαν άδεια αλμυρά έλη όπου δεν υπάρχει ανταγωνισμός. Τα φυτά που αναπτύσσονται σε αλατούχα εδάφη ονομάζονται αλόφυτα, συσσωρεύουν χλώριο κατά τη διάρκεια της καλλιεργητικής περιόδου και στη συνέχεια απαλλάσσονται από την περίσσεια μέσω της πτώσης των φύλλων ή απελευθερώνουν χλωρίδιο στην επιφάνεια των φύλλων και των κλαδιών και λαμβάνουν το διπλό όφελος της σκίασης της επιφάνειας από το φως του ήλιου.

Μεταξύ των μικροοργανισμών, είναι επίσης γνωστά τα αλόφιλα -αλοβακτήρια- που ζουν σε πολύ αλμυρά νερά ή εδάφη.

Χαρακτηριστικά λειτουργίας και προφυλάξεις

Το χλώριο είναι ένα τοξικό ασφυκτικό αέριο που αν εισέλθει στους πνεύμονες προκαλεί εγκαύματα στον πνευμονικό ιστό, ασφυξία. Έχει ερεθιστική δράση στην αναπνευστική οδό σε συγκέντρωση στον αέρα περίπου 0,006 mg/l (δηλαδή διπλάσια από το όριο οσμής χλωρίου). Το χλώριο ήταν ένας από τους πρώτους παράγοντες χημικού πολέμου που χρησιμοποίησε η Γερμανία στον Α' Παγκόσμιο Πόλεμο. Όταν εργάζεστε με χλώριο, πρέπει να χρησιμοποιείτε προστατευτικά ρούχα, μάσκες αερίων και γάντια. Για σύντομο χρονικό διάστημα, είναι δυνατή η προστασία των αναπνευστικών οργάνων από την είσοδο χλωρίου με έναν επίδεσμο κουρελιού βρεγμένο με διάλυμα θειώδους νατρίου Na 2 SO 3 ή θειοθειικού νατρίου Na 2 S 2 O 3.

Το MPC του χλωρίου στον ατμοσφαιρικό αέρα έχει ως εξής: μέση ημερήσια - 0,03 mg/m³; μέγιστο εφάπαξ - 0,1 mg / m³; στις εγκαταστάσεις εργασίας μιας βιομηχανικής επιχείρησης - 1 mg / m³.