Неорганическая
Органическая
Коллоидная
Биологическая
Биохимия
Токсикологическая
Экологическая
Химическая энциклопедия
Советская энциклопедия
Справочник по веществам
Гетероциклы
Теплотехника
Углеводы
Квантовая химия
Моделирование ХТС
Номенклатура
Таблица Менделеева
Неорганические реакции
Органические реакции
Молярные массы
Форматирование формул
Редактор формул
Уравнивание реакций
Электронное строение атомов
Игра «Таблица Менделеева»
Термодинамические свойства
Конвертер величин
Гальванопара
Форум
Лекарства
Фармацевтика
Термины биохимии
Коды загрязняющих веществ
Стандартизация
Каталог предприятий


Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м2 или 1 кгс/см2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (T1/2) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1×105 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как изотопные индикаторы.

  Историческая справка. Хлор получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnO2. Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор — элемент и назвал его chlorine (от греч. chlorós — жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название хлор.

  Распространение в природе. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре (кларк) 1,7×10-2% по массе, в кислых изверженных породах — гранитах и др. 2,4×10-2, в основных и ультраосновных 5×10-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных) 97, главный из них галит NaCI (см. Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин KCl, сильвинит (Na, K) CI, карналлит KCI×MgCl2×6H2O, каинит KCI×MgSO4×3H2O, бишофит MgCI2×6H2O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах HCl в верхние части земной коры.

  Физические и химические свойства. Хлор имеет tkип —34,05°С, t —101°С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого хлора при — 102°C 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров хлора при 0°С 0,369; при 25°C 0,772; при 100°C 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг×К) [0,11 кал/(г×°С)]. Критические константы хлора: температура 144°C, давление 7,72 Мн/м2 (77,2 кгс/см2), плотность 573 г/л, удельный объём 1,745×10-3 л/г. Растворимость (в г/л) хлора при парциальном давлении 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2, в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); в растворе 300 г/л NaCI 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты хлора переменного состава Cl×nH2O (где n = 6¸8); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на хлор и воду. Хлор хорошо растворяется в TiCl4, SiC14, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане C6H14 и четырёххлористом углероде CCl4). Молекула хлора двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2 + 243 кдж Û 2Cl при 1000 К равна 2,07×10-40%, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2 3p5. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окисления —1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 , ионный радиус Cl- 1,82 , сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

  Химически хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере хлора, образуя PCl3, а при дальнейшем хлорировании — PCl5; сера с хлором при нагревании даёт S2Cl2, SCl2 и др. SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),

  Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% H2, взрывоопасны.

  С кислородом хлор образует окислы: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8 (см. Хлора окислы), а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

  Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl2 + H2O Û HClO + HCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2 = NaCIO + NaCI + H2O, а при нагревании — хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.

  При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот (см. Хлориды азота). При хлорировании органических соединений хлор либо замещает водород: R—H + CI2 = RCl + HCI, либо присоединяется по кратным связям:

 образуя различные хлорсодержащие органические соединения (см. Хлорирование).

  Хлор образует с др. галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClP3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4.

  Получение. Хлор начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 вв. хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90—95% хлора в мире. Небольшие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство хлора составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NaCI: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор NaOH и NaCl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т хлора 1,125 т NaOH.

  Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства хлора, даёт более дешёвый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый NaOH без использования ртути.

  Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений — 60—75%; неорганических соединений, содержащих хлор, — 10—20%; на отбелку целлюлозы и тканей — 5—15%; на санитарные нужды и хлорирование воды — 2—6% от общей выработки.

  Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.

  О хлорсодержащих органических соединениях см. Винилхлорид, Хлоропрен, Винилиденхлорид, Четырёххлористый углерод, Хлороформ, Метиленхлорид, Тетрахлорэтан, Трихлорэтилен, Хлорбензол и др. О хлорсодержащих неорганических соединениях см. Соляная кислота, Натрия хлорид, Калия хлорид, Кальция хлорид, Хлора окислы, Хлорная известь и др.

  Л. М. Якименко.

 

  Хлор в организме. Хлор — один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) — от тысячных долей процента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в хлоре (2—4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор — основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с др. процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и др. тканями. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Хлор необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

  М. Я. Школьник.

 

  Отравления хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Хлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций хлора отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т.п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3—7 сут. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций хлора наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе производственных помещений 1 мг/м3. Производство хлора, хлорной извести и др. хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних.

  А. А. Каспаров.

 

  Лит.: Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; Comprehensive inorganic chemistry, ed. J. C. Bailar [a. o.], v. 1—5, Oxf. — [a. o.], 1973.

 

 



     © ХиМиК.ру




Реклама   Обратная связь   Дизайн