Почему хлор назвали хлором

История открытия

Соединение с хлором — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите: 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,017 %, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Физические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа. При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å. По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10 22 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.

Хлор (от греческого χλωρός – зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl ( от латинского Chlorum).


Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.

Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном, в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.


В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.

Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль – особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат яйца, морепродукты, мясо, горох, фасоль и чечевица, гречка и рис, оливки.


Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется калием, натрием и хлором.

Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма – сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.

Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта. Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.

Хлор в организме человека:

  • регулирует водный и кислотно-щелочной баланс,
  • выводит жидкость и соли из организма в процессе осморегуляции,
  • стимулирует нормальное пищеварение,
  • нормализует состояние эритроцитов,
  • очищает печень от жира.


Основное применение хлора – химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором – практически единственный доступный способ очистки воды.

№17 Хлор

История открытия:

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите: 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческого clwroz - "зелёный".

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2·6H2O, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H2О => H2 + Cl2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства:

Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов). Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH3-CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl
CH2=CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl - бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды - твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды - соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl2O. , газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO . Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H2O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO2 , в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO2.
Оксид хлора(IV) ClO2 , - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, .
Хлорноватая кислота , HClO3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClO4. Соли - хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль) - KClO3, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO4 , в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли - перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925;
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Биологическая роль и токсичность:

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.
Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.

Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

ХЛОР, химический элемент VII группы периодической системы, относится к галогенам. Атомный номер 17, относительная атомная масса 35,453. Природный хлор состоит из смеси двух изотопов – хлора-35 (75,77%) и хлора-37 (24,23%).

История получения.

Многочисленные соединения хлора были известны, конечно, задолго до Шееле. Этот элемент входит в состав многих солей, в том числе и самой известной – поваренной соли. В 1774 Шееле выделил хлор в свободном виде, нагревая черный минерал пиролюзит с концентрированной соляной кислотой: MnO2 + 4HCl ® Cl2 + MnCl2 + 2H2O.

Хлор в природе.

Хлора в земное коре не очень много – всего 0,017%, причем в свободном состоянии он встречается лишь в небольших количествах в вулканических газах. В списке самых распространенных элементов хлор находится в конце второго десятка. Хлора меньше, чем даже ванадия и циркония (но больше, чем хрома, никеля, цинка, меди и азота). При этом хлор очень сильно распылен: небольшие количества этого элемента входят в состав множества различных минералов и горных пород. Очень высокая химическая активность хлора приводит к тому, что в природе он встречается, как правило, в виде соединений, в сочетании с натрием, калием, магнием, кальцием.

Хлор образует около ста минералов; главным образом это хлориды легких металлов – щелочных и щелочноземельных. Самый распространенный среди них – галит NaCl. Реже встречаются хлориды калия, кальция, магния. Из них наиболее распространены бишофит MgCl2·6H2O, карналлит KCl·MgCl2·6H2O, сильвин KCl, сильвинит NaCl·KCl, каинит KCl·MgSO4·3H2O, тахигидрит CaCl2·2MgCl2·12H2O. В виде таких соединений хлор содержится в соляных пластах, образовавшихся при высыхании древних морей. Особенно мощные залежи образует галит и калийные соли; их запасы оцениваются гигантским числом – более 10 триллионов тонн!

Очень много хлора содержится в морской воде – в среднем 1,9%. Происходит это потому, что хлор вымываемый из пород, нигде не может задержаться (почти все хлориды металлов растворимы) и выносится реками в моря и океаны. Но не следует думать, что попавший в морскую воду хлор уже не может вернуться на материки. В обратной миграции хлора большую роль играет ветер, уносящий соленую пыль с поверхности океанов, морей и соленых озер. Так хлор участвует в круговороте веществ. Но в засушливых и пустынных районах в результате интенсивного испарения воды концентрация хлора в грунтовых водах сильно повышается. Так образуются солончаки, особенно в низинах. Из различных источников ежегодно в мире добывают сотни миллионов тонн хлора.

Растворы хлоридов – обязательная составная часть живых организмов. Содержание хлора в теле человека 0,25%, в плазме крови – 0,35%. В теле взрослого человека содержится более 200 г хлорида натрия, из которых 45 г растворено в крови. В продуктах питания и природной воде часто недостаточно хлора для нормального развития человека, поэтому с древних времен люди подсаливают пищу. Вводят хлор и в подкормку животных. Растения же, в отличие от животных, никогда не испытывают дефицита хлора.


Получение хлора.

Метод Шееле в настоящее время используют редко – разве только во время лекционных демонстраций. В лабораториях для получения хлора используют более сильный окислитель – перманганат калия, который окисляет соляную кислоту уже при комнатной температуре: 2KMnO4 + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2. Этот способ был предложен немецким химиком Карлом Гребе. Аналогично идет реакция и с дихроматом калия:

K2Cr2O7 + 14HCl ® 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O. Хлор выделяется также при действии соляной кислоты на хлорную известь: Ca(OCl)Cl + 2HCl ® CaCl2 + Cl2 + H2O. Можно окислить соляную кислоту до свободного хлора и концентрированным раствором пероксида водорода – пергидролем (реакция лучше идет на ярком свету). В 1867 английский технолог Генри Дикон разработал непрерывный способ получения хлора путем каталитического окисления хлороводорода кислородом воздуха над медным катализатором (диконовский процесс): 4HCl + O2 ® 2Cl2 + 2H2O. Сейчас этот метод имеет лишь историческое значение.

После того, как Алессандро Вольта создал в 1799 первый химический источник постоянного тока (вольтов столб), многие ученые начали изучать действие этого источника на различные вещества. Оказалось, что при пропускании тока через раствор поваренной соли можно получить хлор и гидроксид натрия. Однако промышленное значение этот метод приобрел только после 1872, когда для производства дешевой электроэнергии начали использовать изобретенные бельгийским мастером З.Т.Граммом динамо-машины. В настоящее время практически весь хлор получают электролизом водных растворов хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O ® Cl2 + 2NaOH + H2. При этом хлор выделяется на аноде, тогда как на катоде также образуются ценные вещества – водород и гидроксид натрия. Путем повышения давления хлор сжижают и заливают в стальные баллоны, где он хранится под давлением около 6 атм. Чтобы выделяющийся при электролизе хлор не разрушал аноды, их делают из титановых сплавов и покрывают оксидами титана и рутения. Производство это энергоемкое – на тонну хлора расходуется в среднем 3000 кВт-ч электроэнергии. В развитых странах на производство хлора затрачивается около 2% всей вырабатываемой электроэнергии! Но одновременно получают и другие ценные продукты – едкий натр и водород. Получают свободный хлор в огромных количествах. Так, к началу 21 в. только в США его ежегодно производили в количестве более 11 млн. тонн!

Свойства хлора.

Хлор – тяжелый (в 2,5 раза тяжелее воздуха) желто-зеленый газ. Молекулы Cl2 легко диссоциируют на атомы при поглощении кванта света, а также при высокой температуре. При 730° С степень диссоциации составляет около 0,02%, а при 1730° С – уже почти 35%. При невысоких давлениях хлор близок к идеальным газам: 1 моль хлора при нормальных условиях занимает объем 22,06 л. При охлаждении до –34° С хлор сжижается, а при –101° С он затвердевает. Температуру сжижения газообразного хлора легко повысить, если увеличить давление; так при давлении 5 атм хлор кипит уже при +10,3° С.

Хлор неплохо растворяется в воде: при 10° С в 1 л воды растворяется 3,15 л хлора, при 20° С – 2,3 л. Образующийся раствор обычно называют хлорной водой. Если насытить хлором при атмосферном давлении холодную (ниже 9,6° С) воду, из раствора выделяются желтоватые кристаллы состава Cl2·6H2O. Такие же кристаллы гидрата хлора образуются при охлаждении влажного газообразного хлора. Нагревая гидрат хлора в одном колене запаянной изогнутой трубки и охлаждая второе колено льдом, Фарадей в 1823 получил жидкий хлор. Хлор хорошо растворяется во многих органических растворителях; так, в 100 г холодного бензола растворяется около 35 г хлора.

Химически хлор очень активен. Он реагирует почти со всеми веществами, даже с платиной (при температурах выше 560° С). А в хлорной воде растворяется и золото. В 1869 профессор химии в Эдинбурге Джемс Альфред Уанклин заметил, что хорошо высушенный хлор не действует на железо и некоторые другие металлы. В результате появилось возможность хранить безводный жидкий хлор в стальных баллонах. Промышленное производство жидкого хлора было налажено в 1888 немецкой фирмой БАСФ.

Хлор активно и с выделением значительного количества тепла реагирует с водородом:

Cl2 + H2 ® 2HCl + 184 кДж. Реакция идет по цепному механизму, и если скорость ее инициирования велика (сильное освещение ультрафиолетовым или сине-фиолетовым светом, нагрев до высокой температуры), смесь газов (если хлора в ней содержится более 11,5 и менее 95%) взрывается (см. также ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ).

Хлор в своих соединениях может проявлять все степени окисления – от –1 до +7. С кислородом хлор образует ряд оксидов, все они в чистом виде нестабильны и взрывоопасны: Cl2O – желто-оранжевый газ, ClO2 – желтый газ (ниже 9,7 о С – яркокрасная жидкость), перхлорат хлора Cl2O4 (ClO–ClO3, светло-желтая жидкость), Cl2O6 (O2Cl–O–ClO3, ярко-красная жидкость), Cl2O7 – бесцветная очень взрывчатая жидкость. При низких температурах получены нестабильные оксиды Cl2O3 и ClO3. Оксид ClO2 производится в промышленном масштабе и используется вместо хлора для отбеливания целлюлозы и обеззараживания питьевой воды и сточных вод. С другими галогенами хлор образует ряд так называемых межгалогенных соединений, например, ClF, ClF3, ClF5, BrCl, ICl, ICl3.

Хлор и его соединения с положительной степенью окисления – сильные окислители. В 1822 немецкий химик Леопольд Гмелин путем окисления хлором получил из желтой кровяной соли красную: 2K4[Fe(CN)6] + Cl2 ® K3[Fe(CN)6] + 2KCl. Хлор легко окисляет бромиды и хлориды с выделением в свободном виде брома и иода.

Хлор реагирует со многими органическими соединениями. Он быстро присоединяется к непредельным соединениям с двойными и тройными углерод-углеродными связями (реакция с ацетиленом идет со взрывом), а на свету – и к бензолу. При определенных условиях хлор может замещать атомы водорода в органических соединениях: R–H + Cl2 ® RCl + HCl. Эта реакция сыграла значительную роль в истории органической химии. В 1840-х французский химик Жан Батист Дюма обнаружил, что при действии хлора на уксусную кислоту с удивительной легкостью идет реакция

СН3СООН + Cl2 ® CH2ClCOOH + HCl. При избытке хлора образуется трихлоруксусная кислота ССl3СООН. Однако многие химики отнеслись к работе Дюма недоверчиво. Ведь согласно общепринятой тогда теории Берцелиуса положительно заряженные атомы водорода не могли заместиться отрицательно заряженными атомами хлора. Этого мнения придерживались в то время многие выдающиеся химики, среди которых были Фридрих Вёлер, Юстус Либих и, конечно, сам Берцелиус.

Чтобы высмеять Дюма, Вёлер передал своему другу Либиху статью от имени некоего Ш.Виндлера (Schwindler – по-немецки мошенник) о новом удачном приложении якобы открытой Дюма реакции. В статье Вёлер с явной издёвкой написал о том, как в уксуснокислом марганце Mn(CH3COO)2 удалось все элементы, в соответствии с их валентностью, заместить на хлор, в результате чего получилось желтое кристаллическое вещество, состоящее из одного только хлора. Далее говорилось, что в Англии, последовательно замещая в органических соединениях все атомы на атомы хлора, обычные ткани превращают в хлорные, и что при этом вещи сохраняют свой внешний вид. В сноске было указано, что лондонские лавки бойко торгуют материалом, состоящим из одного хлора, так как этот материал очень хорош для ночных колпаков и теплых подштанников.

Либиху шутка понравилась, и он опубликовал ее (на французском языке) от имени Ш.Виндлера всего через несколько страниц после статьи Дюма. Намек получился очень прозрачным. Тем не менее прав оказался все же Дюма.

Реакция хлора с органическими соединениями приводит к образованию множества хлорорганических продуктов, среди которых – широко применяющиеся растворители метиленхлорид CH2Cl2, хлороформ CHCl3, четыреххлористый углерод CCl4, трихлорэтилен CHCl=CCl2, тетрахлорэтилен C2Cl4. В присутствии влаги хлор обесцвечивает зеленые листья растений, многие красители. Этим пользовались еще в XVIII в. для отбеливания тканей.

Хлор как отравляющий газ.

Получивший хлор Шееле отметил его очень неприятный резкий запах, затруднение дыхания и кашель. Как потом выяснили, человек чувствует запах хлора даже в том случае, если в одном литре воздуха содержится лишь 0,005 мг этого газа, и при этом он уже оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, разрушая клетки слизистой оболочки дыхательных путей и легких. Концентрация 0,012 мг/л переносится с трудом; если же концентрация хлора превышает 0,1 мг/л, он становится опасным для жизни: дыхание учащается, становится судорожным, а затем – все более редким, и уже через 5–25 минут происходит остановка дыхания. Предельно допустимой в воздухе промышленных предприятий считается концентрация 0,001 мг/л, а в воздухе жилых районов – 0,00003 мг/л.

Вскоре химики указали, как спасаться от хлора: надо дышать через марлевую повязку, пропитанную раствором тиосульфата натрия (это вещество применяется в фотографии, его часто называют гипосульфитом). Хлор очень быстро реагирует с раствором тиосульфата, окисляя его:

Применение хлора.

Ежегодно во всем мире получают огромные количества хлора – десятки миллионов тонн. Только в США к концу 20 в. ежегодно путем электролиза получали около 12 млн. тонн хлора (10-е место среди химических производств). Основная его масса (до 50%) расходуется на хлорирование органических соединений – для получения растворителей, синтетического каучука, поливинилхлорида и других пластмасс, хлоропренового каучука, пестицидов, лекарственных средств, многих других нужных и полезных продуктов. Остальное потребляется для синтеза неорганических хлоридов, в целлюлозно-бумажной промышленности для отбеливания древесной пульпы, для очистки воды. В сравнительно небольших количествах хлор используют в металлургической промышленности. С его помощью получают очень чистые металлы – титан, олово, тантал, ниобий. Сжиганием водорода в хлоре получают хлороводород, а из него – соляную кислоту. Хлор применяют также для производства отбеливающих веществ (гипохлоритов, хлорной извести) и обеззараживания воды хлорированием.

Илья Леенсон

Якименко Л.М. Производство хлора, каустической соды и неорганических хлоропродуктов. М., Химия, 1974
Барков С.А. Галогены и подгруппа марганца: Элементы VII группы периодической системы Д.И.Менделеева. М., Просвещение, 1976
Фурман А.А. Неорганические хлориды. М., Химия, 1980


Хлор (Cl) принадлежит к группе галогенов, 7-й основной группы периодической таблице элементов.

История

Хлор был открыт Карлом Вильгельмом Шееле в 1774 году.


Во время Первой мировой войны газообразный хлор использовали в качестве химического оружия. 22 апреля 1915 года недалеко от города Ипр во Фландрии германскими войсками был распылен газообразный хлор, что привело к гибели большого числа солдат и многочисленным жертвам, некоторые из которых остались инвалидами на всю жизнь.

Однако, вскоре хлор заменили на более эффективные ядовитые газы, например, фосген.

Свойства

Желто-зеленый, негорючий, едкий газ, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Хлор очень реактивен и вытесняет бром и йод из их водородных и металлических связей. Вступает в реакцию со многими другими элементами с образованием хлоридов. Умеренно растворим в воде, используется для хлорирования воды.

Смеси хлора и водорода (газообразный хлор-кислород) взрываются при воздействии тепла или света.

Нахождение в природе

Хлор не существует в природе в элементарной форме, но главным образом как анион Cl – (хлорид), который является очень реакционноспособным элементом. Но есть и природные органические соединения хлора (соли) с ковалентной связью. Например, хлорид натрия и хлорид калия можно найти во многих крупных солевых отложения. Хлориды составляют примерно 0,05% объема земной коры.

Производство

В промышленном масштабе, хлор получают с помощью так называемого хлорно-щелочного электролиза в виде хлорида натрия – раствора или расплава:


Соляная кислота, которая образуется в ходе реакции хлора с органическими углеводородами, также может быть использована в качестве исходного сырья. Которая может быть преобразована обратно в хлор с помощью электрического тока в водном растворе:


До появления электролитического процесса применялось прямое окисление хлористого водорода с кислородом или воздухом:


Эту равновесную реакцию проводили на катализаторах на основе хлорида меди (II) (CuCl2). Из-за крайне агрессивной реакционной смеси, этот технологический процесс был связан с большими трудностями.

В лабораторных условиях хлор можно получить реакцией перманганата калия с концентрированной соляной кислотой


Реакцией диоксида марганца с концентрированной соляной кислотой



Физические свойства

При нормальных условиях хлор является газообразным веществом. Обладает едким, резким запахом и классифицируется как токсичный. Хлор относительно растворим в воде: 0,0921 моль растворяется в одном литре при 25 С при нормальном атмосферном давлении.

Этот водный раствор хлора называют хлористый водород и содержит небольшие количества соляной кислоты.

Химические свойства

Хлор не горит в воздухе, но он является одним из наиболее реактивных элементов в периодической таблице. Даже при нормальной температуре он реагирует с многочисленными элементами, многими органическими и неорганическими соединениями.

Изотопы

Природный хлор представляет собой смесь двух стабильных изотопов: 35 Cl и 37 Cl.

В атмосфере также наблюдается взаимодействие между изотопом хлора и протонами космического излучения с образованием нестабильного изотопа 36 Cl. Большие количества этого изотопа были получены при облучении воздуха во время испытаний ядерного оружия в атмосфере между 1952 и 1958 годами.

Соединения хлора

Хлор встречается с числами окисления от -1 до +7. В степени окисления -1 хлор присутствует в виде хлорид-аниона во многих солях, особенно в щелочных металлах: хлорид натрия, хлорид калия и хлорид лития. Однако, наиболее важным соединением Cl (-1) является хлористый водород (HCl) и его водный раствор, а также соляная кислота.

Соединения с уровнями окисления +1, +3, +5, +7 существуют в основном в виде хлорангидридов кислот. С уровнем окисления +1 они представляют собой хлористоводородную кислоту (HClO) с ее солями, такими как гипохлорит натрия.

Хлорная кислота (HClO 2), (HClO3) и (HClO4) следуют с повышением уровня окисления. Это самая сильная из этих кислот и единственная хлорно-кислородная кислота, которая является стабильной, но, тем не менее, взрывоопасной. Остальные стабильны только в виде раствора или соли.

Применение

Хлор является одним из важнейших основных веществ в химической промышленности и используется:

  • в качестве пестицида (хлорбензол);
  • при производстве ПВХ, полиуретана и поликарбоната, соляной кислоты, хлорной извести;
  • как моющее и дезинфицирующее средство.

Высокая реакционная способность (является активным окислителем) привела к использованию хлора в качестве отбеливателя (например, в бумажной промышленности). Сейчас в этой роли все чаще используют перекись водорода, из-за вредного воздействия хлора на окружающую среду.

Хлор используется в качестве недорогого дезинфицирующего средства для питьевой воды. Получающаяся в результате хлорноватистая кислота убивает практически все вирусы и бактерии.

Так называемый хлорный эффект (депо) имеет преимущество перед другими агентами. То есть после добавления хлора в водопровод, он оказывает дезинфицирующее действие на трубопроводную сеть еще в течение длительного времени.

Большинство общественных бассейнов используют хлор в качестве дезинфицирующего средства.

В прошлом в кирпичную кладку иногда добавляли хлорсодержащий антифриз. Выцветание хлоридов на необработанных кирпичных поверхностях может быть результатом неправильного подкисления. Кладка должна быть тщательно влажной перед подкислением, а после обработки ее следует быстро и обильно промыть.

Цель состоит в том, чтобы преобразовать CaCO3 (нерастворимый в воде раствор), который уже застыл с разбавленной соляной кислотой, в растворимый и моющийся хлорид кальция.

Хлорсодержащие материалы, применяемые в строительстве и быту:

  • Покрытия, плиты, фасадные, настенные и напольные покрытия, содержащие ПВХ (поливинилхлорид);
  • Краски, клеи или герметики с ПВХ, полихлоропреном или другим хлорсодержащим агентом;
  • Средства для снятия краски, разбавители, средства для чистки кистей, содержащие хлорированные углеводороды в качестве компонентов растворителя.

Биологическое значение

Физиологически, хлор имеет большое значение в ионной форме хлорида как минерала. Употребляется в пищу в основном в форме поваренной соли (хлорид натрия). Ежедневно человек потребляет от 3 до 12г соли, которая выводится через почки и пот.

Хлорид натрия необходим для выработки желудочной кислоты, поддержания осмоса в организме, а также для проводимости нервных импульсов.

Обнаружение

Хлорид (Cl -) может обнаружен в реакции водного раствора путем подкисления азотной кислотой с нитратом серебра. В результате образуется белый осадок хлорида серебра. В дополнение к хлоридам, этот эксперимент может также обнаружить йодиды и бромиды в разбавленной аммиачной воде (реакция комплексообразования).


Опасность для здоровья

При попадании на слизистые оболочки, образуются хлорноватистая и соляная кислоты. В зависимости от концентрации, вдыхание приводит к раздражению слизистых оболочек, кашлю и одышке, а также к удушью.

Попадание жидкого хлора может вызвать ожоги как слизистых оболочек, так и кожи.

Газообразный хлор крайне токсичен при вдыхании, раздражает дыхательные пути, глаза, кожу и пищеварительный тракт. Вызывает повреждение легких с тяжелыми хроническими последствиями, различные сердечно-сосудистые заболевания.

Концентрация хлора около 0,5% в воздухе смертельна для человека. Концентрация около 0,001% уже может вызывать симптомы отравления.

Одно из научных исследований установило, что хлорированная вода увеличивает риск рака мочевого пузыря на 35 процентов. Плавание в хлорированной воде увеличивает опасность уже на 57 процента.

Техника безопасности

Хранить контейнеры, содержащие хлор, плотно закрытыми в хорошо проветриваемом месте, вдали от открытого огня, тепла и солнечного света, а также влаги. При входе в помещение с газообразным хлором всегда надевать защитные респираторы.

Замена баллона с газообразным хлором возможна только при защите рук (защитные перчатки) и органов дыхания (полнолицевая маска с кислородным фильтром или автономный дыхательный аппарат).

После каждой замены баллона необходимо проверять герметичность фитингов и предохранять баллоны от опрокидывания (фиксация на кронштейне).

  • При попадании на одежду: немедленно снять загрязненную одежду.
  • После вдыхания: вынести пациента на свежий воздух, при возможности дать подышать чистым кислородом. Немедленно доставить в больницу.
  • При попадании на кожу: немедленно промыть водой с мылом, в случае ожога – наложить стерильную повязку. Немедленная транспортировка в больницу.

При попадании в глаза: промыть под проточной водой в течение 10–15 минут с широко открытым веком. Затем немедленно обратиться к офтальмологу.

Читайте также: