Физические свойства
Cl2 при об. Т — газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха — в 2,5 раза, малорастворим в воде (
6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.
Способы получения
Основаны на процессе окисления анионов Cl —
2Cl — — 2e — = Cl2 0
Промышленный
Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:
Лабораторные
Окисление конц. HCI различными окислителями:
Химические свойства
Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl — :
Реакции с металлами
Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
Реакции с неметаллами
Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.
Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.
Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений
Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей
В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl — , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO — или ClO3 — .
Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).
Взаимодействие хлора с органическими веществами
а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ
б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
Хлороводород и соляная кислота
Газообразный хлороводород
Физические и химические свойства
HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:
Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).
Способы получения
1. Синтез из простых веществ:
2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
R-H + Cl2 = R-Cl + HCl
3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:
H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)
H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)
Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)
HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется
450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.
Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.
Химические свойства соляной кислоты
1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +
а) с металлами (до Н):
б) с основными и амфотерными оксидами:
в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
г) с солями более слабых кислот:
Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl — окисляется до свободного галогена:
2Cl — — 2e — = Cl2 0
Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:
Реакции с органическими соединениями
а) с аминами (как органическими основаниями)
б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)
Оксиды и оксокислоты хлора
Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.
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, KMnO4, KClO3, 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:
Взаимодействие хлора с металлами уравнения
Хлор ( χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).
Впервые хлор был получен в 1772 г. 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 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
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 %.
Изотоп | Относительная масса, а.е.м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин |
---|---|---|---|---|
35 Cl | 34.968852721 | Стабилен | — | 3/2 |
36 Cl | 35.9683069 | 301000 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 физико-химические свойства
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
Некоторые физические свойства хлора
Свойство | Значение |
---|---|
Температура кипения | −34 °C |
Температура плавления | −101 °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 |
Теплоемкость (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) |
При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К 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 0,003 (мг/л).
В реестре CAS — номер 7782-50-5.
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.
Химические свойства
Строение электронной оболочки
На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p 6 3S² 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 валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:
Валентность | Возможные степени окисления | Электронное состояние валентного уровня | Пример соединений |
---|---|---|---|
I | +1, −1 | 3s 2 3p 5 | NaCl, NaClO |
III | +3 | 3s 2 3p 4 3d 1 | NaClO2 |
V | +5 | 3s 2 3p 3 3d 2 | NaClO3 |
VII | +7 | 3s 1 3p 3 3d 3 | NaClO4 |
Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.
Взаимодействие с металлами
Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
Взаимодействие с неметаллами
На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному 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 желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:
С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.
При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:
Другие свойства
Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:
Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:
Окислительные свойства хлора
Хлор очень сильный окислитель.
Реакции с органическими веществами
Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):
Хлор способы получения хлора
Промышленные методы
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
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.
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:
Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H2↑
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). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.
Диафрагменный метод с твердым катодом
Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.
Мембранный метод с твердым катодом
Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.
Ртутный метод с жидким катодом
Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.
Лабораторные методы
В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
Хранение хлора
Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, 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, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
- Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные 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 нашего столетия.
- Использовался как боевое отравляющее вещество, а так же 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 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, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. 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, большие 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. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные трубы.
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавкиE925.
- 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 хлора
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. 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 с 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 — галофиты, 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 поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.
Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.
Особенности работы и меры предосторожности
Хлор — токсичный удушливый газ, 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. 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.
ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.
http://zadachi-po-khimii.ru/neorganicheskaya-ximiya/soedineniya-xlora.html
http://himsnab-spb.ru/article/ps/cl/