- 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%
Мал. 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.
(за Полінгом)
/см³
Хлор (χλωρός - Зелений) - елемент головної підгрупи сьомої групи, третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 17. 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 хлору двоатомна (формула Cl 2).
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.
Проте Шееле, відповідно до теорії флогістона, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислоту, тобто оксид соляної кислоти. Бертолле і Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента мурію, проте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електроліз вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і 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. Тому в 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 . Найбільші 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%.
| Ізотоп | Відносна маса, а. | Період напіврозпаду | Тип розпаду | Ядерний спин |
|---|---|---|---|---|
| 35 Cl | 34.968852721 | Стабілен | — | 3/2 |
| 36 Cl | 35.9683069 | 301000 років | β-розпад у 36 Ar | 0 |
| 37 Cl | 36.96590262 | Стабілен | — | 3/2 |
| 38 Cl | 37.9680106 | 37,2 хвилини | β-розпад у 38 Ar | 2 |
| 39 Cl | 38.968009 | 55,6 хвилини | β-розпад у 39 Ar | 3/2 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1,38 хвилини | β-розпад у 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 c | β-розпад у 41 Ar | |
| 42 Cl | 41.9732 | 46,8 c | β-розпад у 42 Ar | |
| 43 Cl | 42.9742 | 3,3 c | β-розпад у 43 Ar |
Фізичні та фізико-хімічні властивості
За нормальних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом. Деякі його фізичні властивості представлені у таблиці.
Деякі фізичні властивості хлору
| Властивість | Значення |
|---|---|
| Температура кипіння | −34 °C |
| Температура плавлення | −101 °C |
| Температура розкладання (Дисоціації на атоми) |
~1400°С |
| Щільність (газ, н.у.) | 3,214 г/л |
| Спорідненість до електрона атома | 3,65 еВ |
| Перша енергія іонізації | 12,97 еВ |
| Теплоємність (298 К, газ) | 34,94 (Дж/моль·K) |
| Критична температура | 144 °C |
| Критичний тиск | 76 атм |
| Стандартна ентальпія освіти (298 К, газ) | 0 (кДж/моль) |
| Стандартна ентропія освіти (298 К, газ) | 222,9 (Дж/моль·K) |
| Ентальпія плавлення | 6,406 (кДж/моль) |
| Ентальпія кипіння | 20,41 (кДж/моль) |
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
| Розчинник | Розчинність г/100 г |
|---|---|
| Бензол | Розчинимо |
| Вода (0 °C) | 1,48 |
| Вода (20 °C) | 0,96 |
| Вода (25 °C) | 0,65 |
| Вода (40 °C) | 0,46 |
| Вода (60 °C) | 0,38 |
| Вода (80 °C) | 0,22 |
| Тетрахлорметан (0 °C) | 31,4 |
| Тетрахлорметан (19 °C) | 17,61 |
| Тетрахлорметан (40 °C) | 11 |
| Хлороформ | Добре розчинний |
| TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 | Розчинимо |
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
Cl 2 + CO → COCl 2При 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
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + SРеакції з органічними речовинами
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClПриєднується 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
Хлор способи одержання хлору
Промислові методи
Спочатку промисловий спосіб одержання хлору ґрунтувався на методі Шееле, тобто реакції піролюзиту з соляною кислотою:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 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 катодом (ртутний метод виробництва). У ряді електрохімічних методів виробництва найлегшим та 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 з 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:
- 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, Полівінілхлорид виробляють 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: іприт, фосген.
- Для знезараження води - "хлорування". Найбільш поширений спосіб знезараження питної води; заснований на здатності вільного хлору та його сполук пригнічувати ферментні системи мікроорганізмів, що каталізують окисно-відновні процеси. Для знезараження питної води застосовують: хлор, двоокис хлору, хлорамін та хлорне вапно. СанПіН 2.1.4.1074-01 встановлює такі межі (коридор)допустимого вмісту вільного залишкового хлору в питній воді централізованого водопостачання 0.3 - 0.5 мг/л. Ряд вчених і навіть політиків у Росії критикують саму концепцію хлорування водопровідної води, але альтернативи дезінфікуючій 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 мембран і скелетних м'язів. Ці канали виконують важливі функції в регуляції обсягу рідини, трансепітеліальному транспорті іонів та стабілізації мембранних потенціалів, беруть участь у підтримці рН клітин. Хлор накопичується у вісцеральній тканині, шкірі та скелетних м'язах. Всмоктується хлор, переважно, у товстому кишечнику. Всмоктування та екскреція хлору тісно пов'язані з іонами натрію та бікарбонатами, меншою мірою з мінералокортикоїдами та активністю Na+/K+-АТФ-ази. У клітинах акумулюється 10-15% всього хлору, від кількості від 1/3 до 1/2 — в еритроцитах . Близько 85% хлору перебувають у позаклітинному просторі. Хлор виводиться з організму в основному із сечею (90-95 %), калом (4-8 %) та через шкіру (до 2 %). Екскреція хлору пов'язана з іонами натрію та 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 у 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 і негативний бік, наприклад, знижувати вміст хлорофілу, зменшувати активність фотосинтезу, затримувати ріст та розвиток рослин (баскунчак хлору). Хлор був однією з перших хімічних отруйних речовин, використаних
— За допомогою аналітичного лабораторного обладнання, лабораторних та промислових електродів, зокрема: електродів порівняння ЕСр-10101, що аналізують вміст Cl- і К+.
Хлорні запити, нас знаходять за запитами хлор
Взаємодія, отруєння, воді, реакції та одержання хлору
- оксид
- розчин
- кислоти
- з'єднання
- властивості
- визначення
- діоксид
- формула
- маса
- активний
- рідкий
- речовина
- застосування
- дія
- ступінь окислення
- гідроксид
Кузбаський державний технічний університет
Курсова робота
Предмет БЖД
Характеристика хлору як аварійно-хімічно небезпечної речовини
Кемерово-2009
Вступ
1. Характеристика АХОВ (за виданим завданням)
2. Способи запобігання аварії, захист від АХОВ
3. Завдання
4. Розрахунок хімічної обстановки (за виданим завданням)
Висновок
Література
Вступ
Всього в Росії функціонують 3300 об'єктів економіки, що мають значні запаси небезпечних хімічних речовин. Понад 35% мають запаси хору.
Хлор (лат. Chlorum), Cl – хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до сімейства галогенів.
Хлор застосовується також для хлорування такото рихруд з метою та потягу титану, ніобію, цирконію та інших.
Отруєнняхлором можливі у хімічній, целюлозно-паперовій, текстильній, фармацевтичній промисловості. Хлор дратує слизові оболонки очей та дихальних шляхів. До первинних запальних змін зазвичай приєднується вторинна інфекція. Гостро отруєння розвивається майже негайно. При вдиханні середніх і низьких концентрацій хлору 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 . У легенях одужання настає через 3 - 7 діб. Як віддалені наслідки спостерігаються катари верхніх дихальних шляхів, бронхіт, що рецидивує, пневмосклероз; можлива активізація туберкульозу легень. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій хлору спостерігаються аналогічні, але повільно розвиваються форми захворювання. Профілактика отруєнь, герметизація виробництв, обладнання, ефективна вентиляція, при необхідності використання протигазу. Гранично допустима концентрація хлору повітря виробництв, приміщень 1 мг/м 3 . Виробництво хлору, хлорного вапна та інших сполук, що містять хлор, відноситься до виробництва зі шкідливими умовами праці.
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
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 значення мало надходження що 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 та 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 в 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, рецидивний бронхіт, пневмосклероз та ін; можлива активізація туберкульозу легень. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій Х. спостерігаються аналогічні, але повільно розвиваються форми захворювання. 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