Хлор способы получения с уравнениями

Название, символ, номерХлор / Chlorum (Cl), 17Атомная масса
(молярная масса)[35,446; 35,457]а. е. м. (г/моль)Электронная конфигурация[Ne] 3s 2 3p 5Радиус атома99 пмКовалентный радиус102±4 пмРадиус иона(+7e)27 (-1e)181 пмЭлектроотрицательность3,16 (шкала Полинга)Электродный потенциал0Степени окисления7, 6, 5, 4, 3, 1, 0, −1Энергия ионизации
(первый электрон)1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)Плотность (при н. у.)3,21 г/л;
(жид. при −35 °C) 1,557 г/см 3 ;
(тв. при −105 °C) 1,9 г/см³Температура плавления172,2К; −100,95 °CТемпература кипения238,6К; −34,55 °CКритическая точка416,9 К, 7,991 МПаУд. теплота плавления6,41 кДж/мольУд. теплота испарения20,41 кДж/мольМолярная теплоёмкость21,838 Дж/(K·моль)Молярный объём18,7 см³/мольСтруктура решёткиорторомбическаяПараметры решёткиa=6,29 b=4,50 c=8,21 ÅТеплопроводность(300 K) 0,009 Вт/(м·К)Номер CAS7782-50-5

Хлор (от греч. χλωρός — «жёлто-зелёный») — химический элемент с атомным номером 17. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в третьем периоде таблицы. Атомная масса элемента 35,446. 35,457 а. е. м. . Обозначается символом Cl (от лат. Chlorum ). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

Содержание

• 1 История открытия хлора
• 2 Распространение в природе
• 3 Изотопный состав
• 4 Физические и химические свойства
  • 4.1 Растворимость
• 5 Химические свойства
  • 5.1 Строение электронной оболочки
  • 5.2 Взаимодействие с металлами
  • 5.3 Взаимодействие с неметаллами
  • 5.4 Другие свойства
  • 5.5 Окислительные свойства хлора
  • 5.6 Реакции с органическими веществами
• 6 Способы получения
  • 6.1 Химические методы
    • 6.1.1 Метод Шееле
    • 6.1.2 Метод Дикона
    • 6.1.3 Современные лабораторные методы
  • 6.2 Электрохимические методы
    • 6.2.1 Диафрагменный метод
    • 6.2.2 Мембранный метод
    • 6.2.3 Ртутный метод с жидким катодом
• 7 Хранение хлора
• 8 Стандарты качества хлора
• 9 Применение
• 10 Биологическая роль
• 11 Токсичность

История открытия хлора

Соединение с водородом — газообразный хлороводород — был впервые получен 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:

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 теорией флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод), однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор.

В 1826 году атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом (отличается от современных данных не более, чем на 0,1 %).

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 NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl₂·6H₂O., карналлита KCl·MgCl₂·6H₂O., каинита KCl·MgSO₄·3H₂O. 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 %. 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.

Изотопный состав

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %. Свойства стабильных и некоторых радиоактивных изотопов хлора перечислены в таблице:

Изотоп	Относительная масса, а. е. м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин
35 Cl	34,968852721	Стабилен	—	3/2
36 Cl	35,9683069	301 тыс. лет	β-распад в 36 Ar	0
37 Cl	36,96590262	Стабилен	—	3/2
38 Cl	37,9680106	37,2 минуты	β-распад в 38 Ar	2
39 Cl	38,968009	55,6 минуты	β-распад в 39 Ar	3/2
40 Cl	39,97042	1,38 минуты	β-распад в 40 Ar	2
41 Cl	40,9707	34 c	β-распад в 41 Ar
42 Cl	41,9732	46,8 c	β-распад в 42 Ar
43 Cl	42,9742	3,3 c	β-распад в 43 Ar

Физические и химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

1400 °C

Свойство	Значение
Цвет (газ)	Жёлто-зелёный
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−100 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Сродство к электрону атома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоёмкость (298 К, газ)	34,94 Дж/(моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ)	0 кДж/моль
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)	222,9 Дж/(моль·K)
Энтальпия плавления	6,406 кДж/моль
Энтальпия кипения	20,41 кДж/моль
Энергия гомолитического разрыва связи Х—Х	243 кДж/моль
Энергия гетеролитического разрыва связи Х—Х	1150 кДж/моль
Энергия ионизации	1255 кДж/моль
Энергия сродства к электрону	349 кДж/моль
Атомный радиус	0,073 нм
Электроотрицательность по Полингу	3,20
Электроотрицательность по Оллреду — Рохову	2,83
Устойчивые степени окисления	−1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

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 .

Растворимость

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
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	Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4	Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl₂ → 2Cl при 1000 К равна 2,07⋅10 −4 %, а при 2500 К — 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 2—3 мг/м³.

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 газообразном хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , поэтому валентность, равная 1 для атома хлора, очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня атом хлора может проявлять и другие степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность	Возможные степени окисления	Электронное состояние валентного уровня	Пример соединений
I	+1, −1, 0	3s 2 3p 5	NaCl, NaClO, Cl2
III	+3	3s 2 3p 4 3d 1	NaClO2
V	+5	3s 2 3p 3 3d 2	KClO3
VII	+7	3s 1 3p 3 3d 3	KClO4

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентности IV и VI, например, ClO₂ и Cl₂O₆. Однако оксид хлора(IV) является радикалом, то есть у него есть один неспаренный электрон, а оксид хлора(VI) содержит два атома хлора, имеющих степени окисления +5 и +7.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов) образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикально-цепному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.

С кислородом хлор образует оксиды (см. статью Оксиды хлора), в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₅, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду. Напрямую хлор с кислородом не реагирует. При реакции с фтором образуется не хлорид, а фториды:

Известны фторид хлора(I), фторид хлора(III) и фторид хлора(V) (ClF, ClF₃ и ClF₅), Могут быть синтезированы из элементов, степень окисления хлора меняется в зависимости от условий синтеза. Все они представляют собой при комнатной температуре бесцветные ядовитые тяжёлые газы с сильным раздражающим запахом. Сильные окислители, реагируют с водой и стеклом. Используются как фторирующие агенты.

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами:

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

При растворении в воде или щелочах, хлор диспропорционирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O 3 Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O (при нагревании)

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

Окислительные свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель:

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl₂ → C₂H₅Cl + HCl CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl (получение хлороформа, реакция идет многоступенчато с образованием тетрахлорметана CCl₄)

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl₃ или FeCl₃):

Способы получения

Химические методы

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение.

Метод Шееле

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

Метод Дикона

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

Современные лабораторные методы

Ввиду доступности хлора в лабораторной практике обычно используется сжиженный хлор в баллонах. Хлор можно получить действием кислоты на гипохлорит натрия:

При этом также выделяется кислород. Если использовать соляную кислоту, то реакция выглядит по-другому:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl₂ ↑ + H₂O

Для получения хлора в небольших количествах обычно используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, хлоритом кальция, хроматом калия, дихроматом калия, диоксидом свинца, бертолетовой солью и т. п.), обычно используется диоксид марганца или перманганат калия:

При невозможности использования баллонов и химических методов получения хлора могут быть использованы электрохимические — при помощи небольших электролизеров с обычным или вентильным электродом для получения хлора.

Электрохимические методы

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них — электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). Качество хлора, получаемого электрохимическими методами, отличается мало:

	Ртутный метод	Диафрагменный метод	Мембранный метод
Выход хлора %	99	96	98,5
Электроэнергия (кВт·ч)	3 150	3 260	2 520
Чистота хлора	99,2	98	99,3
Массовая доля O2 в хлоре, %	0,1	1—2	0,3

Диафрагменный метод

Наиболее простым, из электрохимических методов, в плане организации процесса и конструкционных материалов для электролизера, является диафрагменный метод получения хлора.

Раствор соли в диафрагменном электролизере непрерывно подается в анодное пространство и протекает через, как правило, насаженную на стальную катодную сетку асбестовую диафрагму, в которую иногда добавляют небольшое количество полимерных волокон.

Насасывание диафрагмы производится путём прокачивания через электролизер пульпы из асбестовых волокон, которые, застревая в сетке катода, образуют слой асбеста, играющий роль диафрагмы.

Во многих конструкциях электролизеров катод полностью погружен под слой анолита (электролита из анодного пространства), а выделяющийся на катодной сетке водород отводится из-под катода при помощи газоотводных труб, не проникая через диафрагму в анодное пространство благодаря противотоку.

Противоток — очень важная особенность устройства диафрагменного электролизера. Именно благодаря противоточному потоку, направленному из анодного пространства в катодное через пористую диафрагму, становится возможным раздельное получение щелоков и хлора. Противоточный поток рассчитывается так, чтобы противодействовать диффузии и миграции OH — ионов в анодное пространство. Если величина противотока недостаточна, тогда в анодном пространстве в больших количествах начинает образовываться гипохлорит-ион (ClO — ), который затем может окисляться на аноде до хлорат-иона ClO₃ — . Образование хлорат-иона серьёзно снижает выход по току хлора и является основным побочным процессом в этом методе. Так же вредит и выделение кислорода, которое, к тому же, ведёт к разрушению анодов и, если они из углеродных материалов, попадания в хлор примесей фосгена.

Анод: 2Cl − − 2e − → Cl₂ ↑ — основной процесс 2H₂O − 4e − → O₂↑ + 4H + 12ClO − + 6H₂O − 12e − → 4ClO₃ − + 8Cl − + 3O₂↑ + 6H + Катод: 2H₂O + 2e − → H₂↑ + 2OH − — основной процесс ClO − + H2O + 2e − → Cl − + 2OH − ClO₃ − + 3H₂O + 6e − → Cl − + 6OH −

В качестве анода в диафрагменных электролизерах может использоваться графитовый или угольный электроды. На сегодня их в основном заменили титановые аноды с окисно-рутениево-титановым покрытием (аноды ОРТА) или другие малорасходуемые.

Поваренная соль, сульфат натрия и другие примеси при повышении их концентрации в растворе выше их предела растворимости выпадают в осадок. Раствор едкой щёлочи декантируют от осадка и передают в качестве готового продукта на склад или продолжают стадию упаривания для получения твёрдого продукта, с последующим плавлением, чешуированием или грануляцией.

Обратную, то есть кристаллизовавшуюся в осадок поваренную соль возвращают назад в процесс, приготавливая из неё так называемый обратный рассол. От неё, во избежание накапливания примесей в растворах, перед приготовлением обратного рассола отделяют примеси.

Убыль анолита восполняют добавкой свежего рассола, получаемого подземным выщелачиванием соляных пластов галита, бишофита и других минералов, содержащих хлорид натрия, а также растворением их в специальных ёмкостях на месте производства. Свежий рассол перед смешиванием его с обратным рассолом очищают от механических взвесей и значительной части ионов кальция и магния.

Полученный хлор отделяется от паров воды, компримируется и подаётся либо на производство хлорсодержащих продуктов, либо на сжижение.

Благодаря относительной простоте и дешевизне диафрагменный метод получения хлора до сих пор широко используется в промышленности.

Схема диафрагменного электролизера.

Мембранный метод

Мембранный метод производства хлора наиболее энергоэффективен, однако сложен в организации и эксплуатации.

С точки зрения электрохимических процессов мембранный метод подобен диафрагменному, но анодное и катодное пространства полностью разделены непроницаемой для анионов катионообменной мембраной. Поэтому в мембранном электролизере, в отличие от диафрагменного, не один поток, а два.

В анодное пространство поступает, как и в диафрагменном методе, поток раствора соли. А в катодное — деионизированная вода. Из анодного пространства вытекает поток обеднённого анолита, содержащего также примеси гипохлорит- и хлорат-ионов и выходит хлор, а из катодного — щелока и водород, практически не содержащие примесей и близкие к товарной концентрации, что уменьшает затраты энергии на их упаривание и очистку.

Однако питающий раствор соли (как свежий, так и оборотный) и вода предварительно максимально очищаются от любых примесей. Такая тщательная очистка определяется высокой стоимостью полимерных катионообменных мембран и их уязвимостью к примесям в питающем растворе.

Кроме того, ограниченная геометрическая форма, а также низкая механическая прочность и термическая стойкость ионообменных мембран, во многом определяют сравнительно сложные конструкции установок мембранного электролиза. По той же причине мембранные установки требуют наиболее сложных систем автоматического контроля и управления.

Схема мембранного электролизера.

Ртутный метод с жидким катодом

В ряду электрохимических методов получения хлора ртутный метод позволяет получать самый чистый хлор.

Схема ртутного электролизера.

Установка для ртутного электролиза состоит из электролизёра, разлагателя амальгамы и ртутного насоса, объединённых между собой ртутепроводящими коммуникациями.

Катодом электролизёра служит поток ртути, прокачиваемой насосом. Аноды — графитовые, угольные или малоизнашивающиеся (ОРТА, ТДМА или другие). Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течёт поток питающего раствора поваренной соли.

На аноде происходит окисление ионов хлора из электролита, и выделяется хлор:

2Cl − − 2e − → Cl₂ ↑ — основной процесс 2H₂O − 2e − → O₂↑ + 4H + 12ClO − + 6H₂O − 12e − → 4ClO₃ − + 8Cl − + 3O₂↑ + 12H +

Хлор и анолит отводится из электролизёра. Анолит, выходящий из электролизера, донасыщают свежим галитом, извлекают из него примеси, внесённые с ним, а также вымываемые из анодов и конструкционных материалов, и возвращают на электролиз. Перед донасыщением из анолита извлекают растворённый в нём хлор.

Растущие требования к экологической безопасности производств и дороговизна металлической ртути ведут к постепенному вытеснению ртутного метода методами получения хлора с твердым катодом.

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — защитный цвет c зелёной полосой. Следует отметить, что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый трихлорид азота, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора:

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

• В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
• Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен. Хлор разрушает многие органические красители, делая их бесцветными, однако это происходит лишь в присутствии жидкой или газообразной воды, поскольку «отбеливает» не сам хлор, а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты:

Cl₂ + H₂O → HCl + HOCl HOCl → HCl + O

Этот старинный способ отбеливания тканей, бумаги, картона.

• Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах XX столетия.
• Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
• Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов, катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор) допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0,3 — 0,5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды. Альтернативой является озонирование. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по-разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, больше известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.
• 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.
• Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов в виде соединений.

У животных и человека ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na + /K + — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90—95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно (взаимно) с гидрокарбонат-ионами HCO₃ − (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5—10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20—0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3—6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки, на которых нет конкуренции. Растения, произрастающие на засоленных почвах, называются галофитами. Они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду, притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов также известны галофилы — галобактерии, — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Токсичность

Хлор — токсичный удушающий газ, сильный ирритант, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани (в результате образования в них хлорноватистой и соляной кислоты), удушье.

Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе уже от 1 до 6 мг/м³ (что близко к порогу восприятия запаха хлора), при 12 мг/м³ переносится с трудом, концентрации больше 100 мг/м³ опасны для жизни (смерть от остановки дыхания наступает через 5—25 минут, при высоких концентрациях — мгновенно).

Предельно допустимая концентрация хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну, впервые применен в 1915 году во время битвы при Ипре.

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

• Синтез из простых веществ:

• Образуется как побочный продукт при хлорировании углеводородов:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

• при слабом нагревании

• при очень сильном нагревании

Физические свойства хлороводорода

HCl при обычной температуре — бесцветный газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (Тпл = -114°С, Ткип = -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях не проводит электрический ток.

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

• он может окисляться фтором при обычной температуре:

• при высокой температуре (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

• реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода Н:

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

• реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

• Вступает в реакцию с аммиаком:

• взаимодействует с солями более слабых кислот:

• Реагирует с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. При этом анион Cl — окисляется до свободного хлора:

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

• Качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями серебра с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра:

• С органическими соединениями

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

• Диспропорционирование хлора в холодной воде:

• Реакция гипохлоритов с диоксидом углерода и водой :

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

• Несмотря на то, что хлорноватистая кислота HClO –слабая кислота, она является сильным окислителем, особенно в кислой среде. При этом хлор хлорноватистой кислоты восстанавливается до степени окисления -1.

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

• на свету хлорноватистая кислота разлагается:

• Как кислота реагирует с сильными основаниями:

HClO + KOH → KClO + H₂O

• Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

• Разложениегипохлоритов при нагревании:

• Кислоты, более сильные, чем хлорноватистая вытесняют гипохлориты из солей:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

• Взаимодействуют с другимисолями, если продуктом является слабый электролит:

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

• Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

• Вступает в реакциис щелочами с образованием хлоритов:

• При длительном хранении разлагается:

Соли хлористой кислоты – хлориты

• разлагаются при нагревании:

• реагируют с сильными кислотами:

• являются слабыми восстановителями и сильными окислителями в кислой среде:

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

• Взаимодействует с щелочами с образованием хлоратов:

• Окисляет некоторые вещества:

• Разлагается при слабом нагревании:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

• Хлораты сильные окислители.

• хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается диспропорционируя на хлорид и перхлорат калия:

• В присутствии оксида марганца (IV) в качестве катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

• Как сильная кислота вступает в реакции с щелочами с образованием перхлоратов:

• Как сильный окислитель окисляет многие вещества:

• Хлорная кислота является неустойчивой и разлагается при умеренном нагревании:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

• Перхлораты также являются сильнымиокислителями

• Взаимодействуют с сильными кислотами:

• При нагревании более 550ºС разлагаются:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

• Имеет кислотные свойства. Реагирует с водой, щелочами:

• Является сильным окислителем:

• При температуре выше 20ºС или на свету разлагается:

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

• ClO₂ сильный окислитель, проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой (медленно), со щелочью (быстро):

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

• Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте:

• Проявляет окислительно-восстановительные свойства:

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

• В обычных условиях постепенно разлагается на ClO₂ и О₂:

• ClO₂ – сильный окислитель. Вступает в реакции диспропорционирования с водой, со щелочью:

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

• При взаимодействии Cl₂О₇ с водой образуется хлорная кислота HClO₄:

• При взаимодействии Cl₂О₇ с щелочами образуются перхлораты:

• При нагревании разлагается:

Хлор (Cl)

Хлор в чистом виде впервые выделил шведский ученый Карл Шееле в 1774 году. Своё нынешнее название элемент получил в 1811 году, когда Г.Дэви предложил название «хлорин», которое вскоре было сокращено до «хлор» с легкой руки Ж. Гей-Люссака. Немецкий ученый Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген», но этим термином было решено назвать всю группу элементов, в которую входит и хлор.

Хлор является самым распространенным галогеном в земной коре — на долю хлора приходится 0,025% всей массы атомов земной коры. По причине своей высокой активности хлор не встречается в природе в свободном виде, а только в составе соединений, при этом хлору «по барабану» с каким элементом вступать в реакцию, современной науке известны соединения хлора практически со всей таблицей Менделеева.

Основная масса хлора на Земле содержится в соленой воде Мирового океана (содержание 19 г/л). Из минералов больше всего хлора содержится в галите, сильвине, сильвините, бишофите, карналлите, каините.

Хлор играет важную роль в деятельности нервных клеток, а также в регуляции осмотических процессов, происходящих в организме человека и животных. Также хлор входит в состав зеленого вещества растений — хлорофилла.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:

Рис. Строение атома хлора.

Электронная конфигурация атома хлора — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 5 электронов, находящихся на внешнем 3p-уровне + 2 электрона 3s уровня (всего 7 электронов), поэтому в соединениях хлор может принимать степени окисления от +7 до -1. Как уже было сказано выше, хлор является химически активным галогеном.

Физические свойства хлора:

• при н.у. хлор является ядовитым газом желто-зеленого цвета с резким запахом;
• хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха;
• при н.у. в 1 л воды растворяется 2,5 объема хлора — этот раствор называется хлорная вода.

Химические свойства хлора

Взаимодействие хлора с простыми веществами (Cl выступает в роли сильного окислителя):

• с водородом (реакция протекает только при наличии света):
• с металлами с образованием хлоридов:
• с неметаллами, менее электроотрицательными, чем хлор:
• с азотом и кислородом хлор не реагирует непосредственно.

Взаимодействие хлора со сложными веществами:

Одной из самых известных реакций хлора со сложными веществами есть взаимодействие хлора с водой — кто живет в большом городе, наверняка, периодически сталкивается с ситуацией, когда, открыв кран с водой, ощущает стойкий запах хлора, после чего многие сетуют, дескать, опять воду хлорировали. Хлорирование воды является одним из основных способов ее обеззараживания от нежелательных микроорганизмов, небезопасных для здоровья человека. Почему так происходит? Разберем реакцию хлора с водой, которая протекает в два этапа:

• На первом этапе происходит образование двух кислот: соляной и хлорноватистой:
• На втором этапе хлорноватистая кислота разлагается с выделением атомарного кислорода, который окисляет воду (убивая микроорганизмы) + подвергает отбеливающему действию ткани, окрашенные органическими красителями, если их опустить в хлорную воду:

С кислотами хлор не взаимодействует.

Взаимодействие хлора с основаниями:

• на холоде:
• при нагревании:
• с бромидами металлов:
• с йодидами металлов:
• с фторидами металлов хлор не реагирует, по причине их более высокой окислительной способности, нежели у хлора.

Хлор «охотно» вступает в реакции с органическими веществами:

В результате первой реакции с метаном, которая протекает на свету, образуется хлористый метил и соляная кислота. В результате второй реакции с бензолом, которая протекает в присутствии катализатора (AlCl₃), образуется хлорбензол и соляная кислота.

Получение и применение хлора

Промышленным способом хлор получают электролизом водного раствора (хлор выделяется на аноде; на катоде — водород) или расплава хлорида натрия (хлор выделяется на аноде; на катоде — натрий):

В лаборатории хлор получают действием концентрированной HCl на различные окислители при нагревании. В роли окислителей могут выступать оксид марганца, перманганат калия, бертолетова соль:

Применение хлора:

• отбеливание тканей и бумаги;
• обеззараживание воды;
• производство пластмасс;
• производство хлорной извести, хлороформа, ядохимикатов, моющих средств, каучуков;
• синтез хлороводорода в производстве соляной кислоты.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе