Хлор является. Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
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 MgCl 2 ·6H 2 O, карналлита KCl·MgCl 2 ·6Н 2 O, каинита KCl·MgSO 4 ·3Н 2 О. 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 + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

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:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + 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:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl 2 O. , 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*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь , смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2 , 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 NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2 , - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота , HClO 3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO 2 и HClO 4 . 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 ) - KClO 3 , 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 HClO 4 , 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 HСlO 4 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.

Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева:

Хлор (от греч. χλωρός - «зелёный») -химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева, атомный номер 17, атомная масса 35,453. Обозначается символом Cl (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. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2).

Соединение с водородом - газообразный хлороводород - было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Xлор же был получен впервые в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом МnO 2 . Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако попытки выделения хлора оставались безуспешными вплоть до работ английского химика Гемфри Дэви, которому в 1810 году электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего и назвавшего его chlorine (от греческого chloros - жёлто-зе­лёный). В 1813 Ж.Л. Гей-Люссак пред­ложил для этого элемента название хлор.

Подобно фтору , основная масса хлора поступила на земную поверхность из горячих недр Земли. Даже в настоящее время с вулканическими газами ежегодно выделяются миллионы тонн и НСl, и НF. Еще гораздо более значительным было такое выделение в минувшие эпохи.
Первичная форма нахождения хлора на земной поверхности отвечает его чрезвычайному распылению. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них все растворимые составные части, соединения хлора скапливались в морях. Усыхания последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NаСl, который и служит исходным сырьем для получения соединений хлора.
Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7×10 -2 % по массе, в кислых изверженных поро­дах - гранитах 2,4×10 -2 , в основ­ных и ультраосновных 5×10 -3 . Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция. В виде иона Cl- он содержится в Мировом океане (1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах.
Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl, известный как поваренная соль. Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl×МgCl 2 ×6Н 2 О, каинит КCl×МgSO 4 ×ЗН 2 О, бишофит МgCl 2 ×6Н 2 О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры. В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl.

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Xлор имеет t кип - 34,05 °С, t плав - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Те­плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле­нии 0,48 кдж/(кг×К) . Xлор хорошо растворяется в ТiСl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо­лекула хлора двухатомна (Cl 2). Степень термической диссоциации Cl 2 +243 кдж → 2Cl при 1000 К равна 2,07×10 -4 %, при 2500 К - 0.909%.
Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs2 3р5. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.
Химически хлор очень активен, непосред­ственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присут­ствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота , кислорода , инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные ме­таллы в присутствии следов влаги взаи­модействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с су­хим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмо­сфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изго­товления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в ат­мосфере хлора, образуя РСl3, а при даль­нейшем хлорировании - РСl 5 ; сера с хлором при нагревании дает S 2 Сl 2 , SСl 2 и другие S n Cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с обра­зованием хлористого водорода (это цеп­ная реакция). Максимальная температура водородно-хлор­ного пламени 2200 °С. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3% H 2 , взрывоопасны.
С кислородом хлор образует окислы: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хло­риты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора мало­стойки и могут самопроизвольно взры­ваться, гипохлориты при хранении мед­ленно разлагаются, хлораты и перхло­раты могут взрываться под влиянием инициаторов.
Xлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Сl 2 + Н 2 О → НСlО + НСl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NаОН + Сl 2 = NаСlO + NаСl + Н 2 О, а при нагревании - хлораты. Хлориро­ванием сухой гидроокиси кальция полу­чают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании органических соединений хлор либо замещает водород: R-Н + Сl 2 = RСl + НСl, либо присоединяется по кратным связям:
>С=С< + Сl 2 → СlС-ССl
образуя различные хлорсодержащие органические сое­динения.
Xлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF 3 , СlF 5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны со­единения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО 3 F, СlО 2 F 3 , СlOF, СlОF 3 и перхлорат фтора FСlO 4 .

Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 веков хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 - 95% хлора в мире. Не­большие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хло ридов. В 1975 году мировое производство хлора составляло около 23 млн. тонн.
Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрую­щей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет­ся водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде обра­зуется амальгама натрия, при её разло­жении чистой водой в отдельном аппа­рате получаются раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство. Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для органи­зации производства хлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво­ляет получать очень чистый NаОН, но потери ртути приводят к загрязнению окружающей среды . В 1970 по методу с ртутным като­дом производилось 62,2% мировой вы­работки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяю­щий получать чистый NаОН без использо­вания ртути.
Для получения хлора в небольших количествах в лабораториях обычно используются реакции, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями, обычно используется диоксид марганца или перманганат калия:
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодер жащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору­дованных судах.
Основным потребителями хлора являются органическая технология (получение хлорсодержащих органических соединений) и целлюлозно-бумажная промышленность (отбелка). Значительно меньше потребляется хлор в производстве неорганических соединений, санитарные нужды, хлорирование воды и других областях. Xлор применяется также для хлорирова­ния некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других. Интересно недавно предложенное использование хлора для обработки металлов: под его действием с достаточно нагретой (инфракрасным излучением) поверхности все шероховатости удаляются в форме летучих хлоридов. Такой метод химической шлифовки особенно применим к изделиям сложного профиля. Было показано также, что струя хлора легко прорезает достаточно нагретые листы из жаростойких сплавов.
Хлор использовался как химическое вещество в военном деле , а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприта и фосгена.

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

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

Рассмотрены физические свойства хлора: плотность хлора, его теплопроводность, удельная теплоемкость и динамическая вязкость при различных температурах. Физические свойства Cl 2 представлены в виде таблиц для жидкого, твердого и газообразного состояния этого галогена.

Основные физические свойства хлора

Хлор входит в VII группу третьего периода периодической системы элементов под номером 17. Он относится к подгруппе галогенов, имеет относительные атомную и молекулярные массы 35,453 и 70,906, соответственно. При температурах выше -30°С хлор представляет собой зеленовато-желтый газ с характерным резким раздражающим запахом. Он легко сжижается под обычным давлением (1,013·10 5 Па), будучи охлажден до -34°С, и образует прозрачную жидкость янтарного цвета, затвердевающую при температуре -101°С.

Из-за своей высокой химической активности свободный хлор не встречается в природе, а существует только в форме соединений. Он содержится главным образом в минерале галите (), также входит в состав таких минералов, как: сильвин (KCl), карналлит (KCl·MgCl 2 ·6H 2 O) и сильвинит (KCl·NaCl). Содержание хлора в земной коре приближается к 0,02% от общего числа атомов земной коры, где он находится в виде двух изотопов 35 Cl и 37 Cl в процентном соотношении 75,77% 35 Cl и 24,23% 37 Cl.

Физические свойства хлора — таблица основных показателей

Свойство	Значение
Температура плавления, °С	-100,5
Температура кипения, °С	-30,04
Критическая температура, °С	144
Критическое давление, Па	77,1·10 5
Критическая плотность, кг/м 3	573
Плотность газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па), кг/м 3	3,214
Плотность насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па), кг/м 3	12,08
Плотность жидкого хлора (при 0°С и 3,664·10 5 Па), кг/м 3	1468
Плотность жидкого хлора (при 15,6°С и 6,08·10 5 Па), кг/м 3	1422
Плотность твердого хлора (при -102°С), кг/м 3	1900
Относительная плотность по воздуху газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па)	2,482
Относительная плотность по воздуху насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па)	9,337
Относительная плотность жидкого хлора при 0°С (по воде при 4°С)	1,468
Удельный объем газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па), м 3 /кг	0,3116
Удельный объем насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па), м 3 /кг	0,0828
Удельный объем жидкого хлора (при 0°С и 3,664·10 5 Па), м 3 /кг	0,00068
Давление паров хлора при 0°С, Па	3,664·10 5
Динамическая вязкость газа при 20°С, 10 -3 Па·с	0,013
Динамическая вязкость жидкого хлора при 20°С, 10 -3 Па·с	0,345
Теплота плавления твердого хлора (при температуре плавления), кДж/кг	90,3
Теплота парообразования (при температуре кипения), кДж/кг	288
Теплота сублимации (при температуре плавления), кДж/моль	29,16
Молярная теплоемкость C p газа (при -73…5727°С), Дж/(моль·К)	31,7…40,6
Молярная теплоемкость C p жидкого хлора (при -101…-34°С), Дж/(моль·К)	67,1…65,7
Коэффициент теплопроводности газа при 0°С, Вт/(м·К)	0,008
Коэффициент теплопроводности жидкого хлора при 30°С, Вт/(м·К)	0,62
Энтальпия газа, кДж/кг	1,377
Энтальпия насыщенного пара, кДж/кг	1,306
Энтальпия жидкого хлора, кДж/кг	0,879
Показатель преломления при 14°С	1,367
Удельная электропроводность при -70°С, См/м	10 -18
Сродство к электрону, кДж/моль	357
Энергия ионизации, кДж/моль	1260

Плотность хлора

При нормальных условиях хлор представляет собой тяжелый газ, плотность которого приблизительно в 2,5 раза выше . Плотность газообразного и жидкого хлора при нормальных условиях (при 0°С) равна, соответственно 3,214 и 1468 кг/м 3 . При нагревании жидкого или газообразного хлора его плотность снижается из-за увеличения объема вследствие теплового расширения.

Плотность газообразного хлора

В таблице представлены значения плотности хлора в газообразном состоянии при различных температурах (в интервале от -30 до 140°С) и нормальном атмосферном давлении (1,013·10 5 Па). Плотность хлора меняется с изменением температуры — при нагревании она уменьшается. Например, при 20°С плотность хлора равна 2,985 кг/м 3 , а при повышении температуры этого газа до 100°С, величина плотности снижается до значения 2,328 кг/м 3 .

Плотность газообразного хлора при различных температурах

t, °С	ρ, кг/м 3	t, °С	ρ, кг/м 3
-30	3,722	60	2,616
-20	3,502	70	2,538
-10	3,347	80	2,464
0	3,214	90	2,394
10	3,095	100	2,328
20	2,985	110	2,266
30	2,884	120	2,207
40	2,789	130	2,15
50	2,7	140	2,097

При росте давления плотность хлора увеличивается . Ниже в таблицах приведена плотность газообразного хлора в интервале температуры от -40 до 140°С и давлении от 26,6·10 5 до 213·10 5 Па. С повышением давления плотность хлора в газообразном состоянии увеличивается пропорционально. Например, увеличение давления хлора с 53,2·10 5 до 106,4·10 5 Па при температуре 10°С приводит к двукратному увеличению плотности этого газа.

Плотность газообразного хлора при различных температурах и давлении от 0,26 до 1 атм.

↓ t, °С | P, кПа →	26,6	53,2	79,8	101,3
-40	0,9819	1,996	—	—
-30	0,9402	1,896	2,885	3,722
-20	0,9024	1,815	2,743	3,502
-10	0,8678	1,743	2,629	3,347
0	0,8358	1,678	2,528	3,214
10	0,8061	1,618	2,435	3,095
20	0,7783	1,563	2,35	2,985
30	0,7524	1,509	2,271	2,884
40	0,7282	1,46	2,197	2,789
50	0,7055	1,415	2,127	2,7
60	0,6842	1,371	2,062	2,616
70	0,6641	1,331	2	2,538
80	0,6451	1,292	1,942	2,464
90	0,6272	1,256	1,888	2,394
100	0,6103	1,222	1,836	2,328
110	0,5943	1,19	1,787	2,266
120	0,579	1,159	1,741	2,207
130	0,5646	1,13	1,697	2,15
140	0,5508	1,102	1,655	2,097

Плотность газообразного хлора при различных температурах и давлении от 1,31 до 2,1 атм.

↓ t, °С | P, кПа →	133	160	186	213
-20	4,695	5,768	—	—
-10	4,446	5,389	6,366	7,389
0	4,255	5,138	6,036	6,954
10	4,092	4,933	5,783	6,645
20	3,945	4,751	5,565	6,385
30	3,809	4,585	5,367	6,154
40	3,682	4,431	5,184	5,942
50	3,563	4,287	5,014	5,745
60	3,452	4,151	4,855	5,561
70	3,347	4,025	4,705	5,388
80	3,248	3,905	4,564	5,225
90	3,156	3,793	4,432	5,073
100	3,068	3,687	4,307	4,929
110	2,985	3,587	4,189	4,793
120	2,907	3,492	4,078	4,665
130	2,832	3,397	3,972	4,543
140	2,761	3,319	3,87	4,426

Плотность жидкого хлора

Жидкий хлор может существовать в относительно узком температурном диапазоне, границы которого лежат от минус 100,5 до плюс 144°С (то есть от температуры плавления до критической температуры). Выше температуры 144°С хлор не перейдет в жидкое состояние ни при каком давлении. Плотность жидкого хлора в этом температурном интервале изменяется от 1717 до 573 кг/м 3 .

Плотность жидкого хлора при различных температурах

t, °С	ρ, кг/м 3	t, °С	ρ, кг/м 3
-100	1717	30	1377
-90	1694	40	1344
-80	1673	50	1310
-70	1646	60	1275
-60	1622	70	1240
-50	1598	80	1199
-40	1574	90	1156
-30	1550	100	1109
-20	1524	110	1059
-10	1496	120	998
0	1468	130	920
10	1438	140	750
20	1408	144	573

Удельная теплоемкость хлора

Удельная теплоемкость газообразного хлора C p в размерности кДж/(кг·К) в интервале температуры от 0 до 1200°С и нормальном атмосферном давлении может быть рассчитана по формуле:

где T — абсолютная температура хлора в градусах Кельвина.

Следует отметить, что при нормальных условиях удельная теплоемкость хлора имеет значение 471 Дж/(кг·К) и при нагревании увеличивается. Рост теплоемкости при температурах выше 500°С становится незначительным, и при высоких температурах удельная теплоемкость хлора практически не изменяется.

В таблице приведены результаты расчета удельной теплоемкости хлора по указанной выше формуле (погрешность расчета составляет около 1%).

Удельная теплоемкость газообразного хлора в зависимости от температуры

t, °С	C p , Дж/(кг·К)	t, °С	C p , Дж/(кг·К)
0	471	250	506
10	474	300	508
20	477	350	510
30	480	400	511
40	482	450	512
50	485	500	513
60	487	550	514
70	488	600	514
80	490	650	515
90	492	700	515
100	493	750	515
110	494	800	516
120	496	850	516
130	497	900	516
140	498	950	516
150	499	1000	517
200	503	1100	517

При температуре близкой к абсолютному нулю хлор находится в твердом состоянии и имеет низкую величину удельной теплоемкости (19 Дж/(кг·К)). По мере увеличения температуры твердого Cl 2 его теплоемкость растет и достигает при минус 143°С величины 720 Дж/(кг·К).

Жидкий хлор имеет удельную теплоемкость 918…949 Дж/(кг·К) в интервале от 0 до -90 градусов Цельсия. По данным таблицы видно, что удельная теплоемкость жидкого хлора выше чем газообразного и при увеличении температуры снижается.

Теплопроводность хлора

В таблице представлены значения коэффициентов теплопроводности газообразного хлора при нормальном атмосферном давлении в интервале температуры от -70 до 400°С.

Коэффициент теплопроводности хлора при нормальных условиях составляет 0,0079 Вт/(м·град), что в 3 раза меньше чем у при тех же температуре и давлении. Нагревание хлора приводит к повышению его теплопроводности. Так, при температуре 100°С, значение этого физического свойства хлора увеличивается до 0,0114 Вт/(м·град).

Теплопроводность газообразного хлора

t, °С	λ, Вт/(м·град)	t, °С	λ, Вт/(м·град)
-70	0,0054	50	0,0096
-60	0,0058	60	0,01
-50	0,0062	70	0,0104
-40	0,0065	80	0,0107
-30	0,0068	90	0,0111
-20	0,0072	100	0,0114
-10	0,0076	150	0,0133
0	0,0079	200	0,0149
10	0,0082	250	0,0165
20	0,0086	300	0,018
30	0,009	350	0,0195
40	0,0093	400	0,0207

Вязкость хлора

Коэффициент динамической вязкости газообразного хлора в интервале температуры 20…500°С можно приближенно вычислить по формуле:

где η T — коэффициент динамической вязкости хлора при заданной температуре T, К;
η T 0 — коэффициент динамической вязкости хлора при температуре T 0 =273 К (при н. у.);
С — константа Сюзерленда (для хлора С=351).

При нормальных условиях динамическая вязкость хлора равна 0,0123·10 -3 Па·с. При нагревании такое физическое свойство хлора, как вязкость, принимает более высокие значения.

Жидкий хлор имеет вязкость на порядок выше, чем газообразный. Например, при температуре 20°С динамическая вязкость жидкого хлора имеет величину 0,345·10 -3 Па·с и при росте температуры снижается.

Источники:

1. Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. М.: Просвещение, 1976 — 112 с.
2. Таблицы физических величин. Справочник. Под ред. акад. И. К. Кикоина. М.: Атомиздат, 1976 - 1008 с.
3. Якименко Л. М., Пасманик М. И. Справочник по производству хлора, каустической соды и основных хлорпродуктов. Изд. 2-е, пер. и др. М.: Химия, 1976 — 440 с.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлор – химический элемент VII группы 3 периода Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Неметалл.

Относится к элементам – p -семейства. Галоген. Порядковый номер – 17. Строение внешнего электронного уровня – 3s 2 3 p 5 . Относительная атомная масса – 35,5 а.е.м. Молекула хлора двухатомна – Cl 2 .

Химические свойства хлора

Хлор реагирует с простыми веществами металлами:

Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (t);

Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 ;

Cl 2 + 2Na = 2NaCl.

Хлор взаимодействует с простыми веществами неметаллами. Так, при взаимодействии с фосфором и серой образуются соответствующие хлориды, с фтором – фториды, с водородом – хлороводород, с кислородом – оксиды и т.д.:

5Cl 2 + 2P = 2HCl 5 ;

Cl 2 + 2S = SCl 2 ;

Cl 2 + H 2 = 2HCl;

Cl 2 + F 2 = 2ClF.

Хлор способен вытеснять бром и йод из их соединений с водородом и металлами:

Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl;

Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl.

Хлор способен растворяться в воде и щелочах, при этом происходят реакции диспропорционирования хлора, а состав продуктов реакции зависит от условий её проведения:

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O;

3 Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Хлор взаимодействует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием вещества с тривиальным названием – фосген, с аммиаком с образованием трихлорида аммония:

Cl 2 + CO = COCl 2 ;

3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3NH 4 Cl.

В реакциях хлор проявляет свойства окислителя:

Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S.

Хлор вступает в реакции взаимодействия с органическими веществами класса алканов, алкенов и аренов:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (условие – УФ-излучение);

CH 2 = CH 2 + Cl 2 = CH 2 (Cl)-CH 2 -Cl;

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 -Cl + HCl (kat = FeCl 3 , AlCl 3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (условие – УФ-излучение).

Физические свойства хлора

Хлор – газ желто-зеленого цвета. Термически устойчив. При насыщении охлажденной воды хлором образуется твердый кларат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется тетрахлориде углерода, жидких SiCl 4 и TiCl 4 . Плохо растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия. Не реагирует с кислородом. Сильный окислитель. Температура кипения — -34,1С, плавления — -101,03С.

Получение хлора

Ранее хлор получали по методу Шееле (реакция взаимодействия оксида марганца (VI) c соляной кислотой) или по методу Дикона (реакция взаимодействия хлороводорода с кислородом):

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;

4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2 .

В наше время для получения хлора используют следующие реакции:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O;

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (условие – электролиз).

Применение хлора

Хлор нашел широкое применение в различных областях промышленности, так его используют в производстве полимерных материалов (поливинилхлорид), отбеливателей, хлорорганических инсектицидов (гексахлоран), боевых отравляющих веществ (фосген), для обеззараживания воды, в пищевой промышленности, в металлургии и т.д.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Какой объем, масса и количество вещества хлора выделится (н.у.) при взаимодействии 17,4 г оксида марганца (IV) с соляной кислотой, взятой в избытке?
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с соляной кислотой: 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Молярные массы оксида марганца (IV) и хлора, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 87 и 71 г/моль, соответственно. Рассчитаем количество вещества оксида марганца (IV): n(MnO 2) = m(MnO 2) / M(MnO 2); n(MnO 2) = 17,4 / 87 = 0,2 моль. Согласно уравнению реакции n(MnO 2): n(Cl 2) = 1:1, следовательно, n(Cl 2) = n(MnO 2) = 0,2 моль. Тогда масса и объем хлора будут равны: m(Cl 2) = 0,2 × 71 = 14,2 г; V(Cl 2) = n(Cl 2)×V m = 0,2×22,4 = 4,48 л.
Ответ	Количество вещества хлора – 0,2 моль, масса – 14,2 г, объем – 4,48 л.

Хлор

ХЛОР -а; м. [от греч. chlōros - бледно-зелёный] Химический элемент (Cl), удушливый газ зеленовато-жёлтого цвета с резким запахом (используется как отравляющее и обеззараживающее средство). Соединения хлора. Отравление хлором.

◁ Хло́рный (см.).

хлор

(лат. Chlorum), химический элемент VII группы периодической системы, относится к галогенам. Название от греческого chlōros - жёлто-зелёный. Свободный хлор состоит из двухатомных молекул (Cl 2); газ жёлто-зелёного цвета с резким запахом; плотность 3,214 г/л; t пл -101°C; t кип -33,97°C; при обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Химически очень активен (окислитель). Главные минералы - галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов. Применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений (60-75%), неорганических веществ (10-20%), для отбеливания целлюлозы и тканей (5-15%), для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды. Токсичен.

ХЛОР

ХЛОР (лат. Сhlorum), Cl (читается «хлор»), химический элемент с атомным номером 17, атомная масса 35,453. В свободном виде - желто-зеленый тяжелый газ с резким удушливым запахом (отсюда название: греч. chloros - желто-зеленый).
Природный хлор представляет смесь двух нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 35 (в смеси 75,77% по массе) и 37 (24,23%). Конфигурация внешнего электронного слоя 3s 2 p 5 . В соединениях проявляет главным образом степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII). Расположен в третьем периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам (см. ГАЛОГЕНЫ) .
Радиус нейтрального атома хлора 0,099 нм, ионные радиусы равны, соответственно (в скобках указаны значения координационного числа): Cl - 0,167 нм (6), Cl 5+ 0,026 нм (3) и Clr 7+ 0,022 нм (3) и 0,041 нм (6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома хлора равны, соответственно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 и 114,3 эВ. Сродство к электрону 3,614 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность хлора 3,16.
История открытия
Важнейшее химическое соединение хлора - поваренная соль (химическая формула NaCl, химическое название хлорид натрия) - было известно человеку с древнейших времен. Имеются свидетельства того, что добыча поваренной соли осуществлялась еще 3-4 тысячи лет до нашей эры в Ливии. Возможно, что, используя поваренную соль для различных манипуляций, алхимики сталкивались и с газообразным хлором. Для растворения «царя металлов» - золота - они использовали «царскую водку» - смесь соляной и азотной кислот, при взаимодействии которых выделяется хлор.
Впервые газ хлор получил и подробно описал шведский химик К. Шееле (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) в 1774 году. Он нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом (см. ПИРОЛЮЗИТ) MnO 2 и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом. Так как в те времена господствовала теория флогистона (см. ФЛОГИСТОН) , новый газ Шееле рассматривал как «дефлогистонированную соляную кислоту», т. е. как окись (оксид) соляной кислоты. А.Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) рассматривал газ как оксид элемента «мурия» (соляную кислоту называли муриевой, от лат. muria - рассол). Такую же точку зрения сначала разделял английский ученый Г. Дэви (см. ДЭВИ Гемфри) , который потратил много времени на то, чтобы разложить «окись мурия» на простые вещества. Это ему не удалось, и к 1811 году Дэви пришел к выводу, что данный газ - это простое вещество, и ему отвечает химический элемент. Дэви первым предложил в соответствие с желто-зеленой окраской газа назвать его chlorine (хлорин). Название «хлор» элементу дал в 1812 французский химик Ж. Л. Гей-Люссак (см. ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луи) ; оно принято во всех странах, кроме Великобритании и США, где сохранилось название, введенное Дэви. Высказывалось мнение о том, что данный элемент следует назвать «галоген» (т. е. рождающий соли), но оно со временем стало общим названием всех элементов группы VIIA.
Нахождение в природе
Содержание хлора в земной коре составляет 0,013% по массе, в заметной концентрации он в виде иона Cl – присутствует в морской воде (в среднем около 18,8 г/л). Химически хлор высоко активен и поэтому в свободном виде в природе не встречается. Он входит в состав таких минералов, образующих большие залежи, как поваренная, или каменная, соль (галит (см. ГАЛИТ) ) NaCl, карналлит (см. КАРНАЛЛИТ) KCl·MgCl 2 ·6H 21 O, сильвин (см. СИЛЬВИН) КСl, сильвинит (Na, K)Cl, каинит (см. КАИНИТ) КСl·MgSO 4 ·3Н 2 О, бишофит (см. БИШОФИТ) MgCl 2 ·6H 2 O и многих других. Хлор можно обнаружить в самых разных породах, в почве.
Получение
Для получения газообразного хлора используют электролиз крепкого водного раствора NaCl (иногда используют KCl). Электролиз проводят с использованием катионообменной мембраны, разделяющей катодное и анодное пространства. При этом за счет процесса
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
получают сразу три ценных химических продукта: на аноде - хлор, на катоде - водород (см. ВОДОРОД) , и в электролизере накапливается щелочь (1,13 тонны NaOH на каждую тонну полученного хлора). Производство хлора электролизом требует больших затрат электроэнергии: на получение1 т хлора расходуется от 2,3 до 3,7 МВт.
Для получения хлора в лаборатории используют реакцию концентрированной соляной кислоты с каким-либо сильным окислителем (перманганатом калия KMnO 4 , дихроматом калия K 2 Cr 2 O 7 , хлоратом калия KClO 3 , хлорной известью CaClOCl, оксидом марганца (IV) MnO 2). Наиболее удобно использовать для этих целей перманганат калия: в этом случае реакция протекает без нагревания:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
При необходимости хлор в сжиженном (под давлением) виде транспортируют в железнодорожных цистернах или в стальных баллонах. Баллоны с хлором имеют специальную маркировку, но даже при ее отсутствии хлорный баллон легко отличить от баллонов с другими неядовитыми газами. Дно хлорных баллонов имеет форму полушария, и баллон с жидким хлором невозможно без опоры поставить вертикально.
Физические и химические свойства
При обычных условиях хлор - желто-зеленый газ, плотность газа при 25°C 3,214 г/дм 3 (примерно в 2,5 раза больше плотности воздуха). Температура плавления твердого хлора –100,98°C, температура кипения –33,97°C. Стандартный электродный потенциал Сl 2 /Сl - в водном растворе равен +1,3583 В.
В свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул Сl 2 . Межъядерное расстояние в этой молекуле 0,1987 нм. Сродство к электрону молекулы Сl 2 2,45 эВ, потенциал ионизации 11,48 эВ. Энергия диссоциации молекул Сl 2 на атомы сравнительно невелика и составляет 239,23 кДж/моль.
Хлор немного растворим в воде. При температуре 0°C растворимость составляет 1,44 масс.%, при 20°C - 0,711°C масс.%, при 60°C - 0,323 масс. %. Раствор хлора в воде называют хлорной водой. В хлорной воде устанавливается равновесие:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Для того, чтобы сместить это равновесие влево, т. е. понизить растворимость хлора в воде, в воду следует добавить или хлорид натрия NaCl, или какую-либо нелетучую сильную кислоту (например, серную).
Хлор хорошо растворим во многих неполярных жидкостях. Жидкий хлор сам служит растворителем таких веществ, как ВСl 3 , SiCl 4 , TiCl 4 .
Из-за низкой энергии диссоциации молекул Сl 2 на атомы и высокого сродства атома хлора к электрону химически хлор высоко активен. Он вступает в непосредственное взаимодействие с большинством металлов (в том числе, например, с золотом) и многими неметаллами. Так, без нагревания хлор реагирует с щелочными (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) и щелочноземельными металлами (см. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ) , с сурьмой:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
При нагревании хлор реагирует с алюминием:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
и железом:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
С водородом H 2 хлор реагирует или при поджигании (хлор спокойно горит в атмосфере водорода), или при облучении смеси хлора и водорода ультрафиолетовым светом. При этом возникает газ хлороводород НСl:
Н 2 + Сl 2 = 2НСl.
Раствор хлороводорода в воде называют соляной (см. СОЛЯНАЯ КИСЛОТА) (хлороводородной) кислотой. Максимальная массовая концентрация соляной кислоты около 38%. Соли соляной кислоты - хлориды (см. ХЛОРИДЫ) , например, хлорид аммония NH 4 Cl, хлорид кальция СаСl 2 , хлорид бария ВаСl 2 и другие. Многие хлориды хорошо растворимы в воде. Практически нерастворим в воде и в кислых водных растворах хлорид серебра AgCl. Качественная реакция на присутствие хлорид-ионов в растворе - образование с ионами Ag + белого осадка AgСl, практически нерастворимого в азотнокислой среде:
СаСl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
При комнатной температуре хлор реагирует с серой (образуется так называемая однохлористая сера S 2 Cl 2) и фтором (образуются соединения ClF и СlF 3). При нагревании хлор взаимодействует с фосфором (образуются, в зависимости от условий проведения реакции, соединения РСl 3 или РСl 5), мышьяком, бором и другими неметаллами. Непосредственно хлор не реагирует с кислородом, азотом, углеродом (многочисленные соединения хлора с этими элементами получают косвенными путями) и инертными газами (в последнее время ученые нашли способы активирования подобных реакций и их осуществления «напрямую»). С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения, например, очень сильные окислители - фториды ClF, ClF 3 , ClF 5 . Окислительная способность хлора выше, чем брома, поэтому хлор вытесняет бромид-ион из растворов бромидов, например:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлор вступает в реакции замещения со многими органическими соединениями, например, с метаном СН 4 и бензолом С 6 Н 6:
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl или С 6 Н 6 + Сl 2 = С 6 Н 5 Сl + НСl.
Молекула хлора способна присоединятся по кратным связям (двойным и тройным) к органическим соединениям, например, к этилену С 2 Н 4:
С 2 Н 4 + Сl 2 = СН 2 СlСН 2 Сl.
Хлор вступает во взаимодействие с водными растворами щелочей. Если реакция протекает при комнатной температуре, то образуются хлорид (например, хлорид калия КCl) и гипохлорит (см. ГИПОХЛОРИТЫ) (например, гипохлорит калия КClО):
Cl 2 + 2КОН = КClО + КСl +Н 2 О.
При взаимодействии хлора с горячим (температура около 70-80°C) раствором щелочи образуется соответствующий хлорид и хлорат (см. ХЛОРАТЫ) , например:
3Сl 2 + 6КОН= 5КСl + КСlО 3 + 3Н 2 О.
При взаимодействии хлора с влажной кашицей из гидроксида кальция Са(ОН) 2 образуется хлорная известь (см. ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ) («хлорка») СаСlОСl.
Степени окисления хлора +1 отвечает слабая малоустойчивая хлорноватистая кислота (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) НСlО. Ее соли - гипохлориты, например, NaClO - гипохлорит натрия. Гипохлориты - сильнейшие окислители, широко используются как отбеливающие и дезинфицирующие агенты. При взаимодействии гипохлоритов, в частности, хлорной извести, с углекислым газом СО 2 образуется среди других продуктов летучая хлорноватистая кислота (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) , которая может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl 2 О:
2НСlО = Сl 2 О + Н 2 О.
Именно запах этого газа Сl 2 О - характерный запах «хлорки».
Степени окисления хлора +3 отвечает малоустойчивая кислота средней силы НСlО 2 . Эту кислоту называют хлористой, ее соли - хлориты (см. ХЛОРИТЫ (соли)) , например, NaClO 2 - хлорит натрия.
Степени окисления хлора +4 соответствует только одно соединение - диоксид хлора СlО 2 .
Степени окисления хлора +5 отвечает сильная, устойчивая только в водных растворах при концентрации ниже 40%, хлорноватая кислота (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) НСlО 3 . Ее соли - хлораты, например, хлорат калия КСlО 3 .
Степени окисления хлора +6 соответствует только одно соединение - триоксид хлора СlО 3 (существует в виде димера Сl 2 О 6).
Степени окисления хлора +7 отвечает очень сильная и довольно устойчивая хлорная кислота (см. ХЛОРНАЯ КИСЛОТА) НСlО 4 . Ее соли - перхлораты (см. ПЕРХЛОРАТЫ) , например, перхлорат аммония NH 4 ClO 4 или перхлорат калия КСlО 4 . Следует отметить, что перхлораты тяжелых щелочных металлов - калия, и особенно рубидия и цезия мало растворимы в воде. Оксид, соответствующий степени окисления хлора +7 - Сl 2 О 7 .
Среди соединений, содержащих хлор в положительных степенях окисления, наиболее сильными окислительными свойствами обладают гипохлориты. Для перхлоратов окислительные свойства нехарактерны.
Применение
Хлор - один из важнейших продуктов химической промышленности. Его мировое производство составляет десятки миллионов тонн в год. Хлор используют для получения дезинфицирующих и отбеливающих средств (гипохлорита натрия, хлорной извести и других), соляной кислоты, хлоридов многих металлов и неметаллов, многих пластмасс (поливинилхлорида (см. ПОЛИВИНИЛХЛОРИД) и других), хлорсодержащих растворителей (дихлорэтана СН 2 СlСН 2 Сl, четыреххлористого углерода ССl 4 и др.), для вскрытия руд, разделения и очистки металлов и т.д. Хлор применяют для обеззараживания воды (хлорирования (см. ХЛОРИРОВАНИЕ) ) и для многих других целей.
Биологическая роль
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) и входит в состав всех живых организмов. Некоторые растения, так называемые галофиты, не только способны расти на сильно засоленных почвах, но и накапливают в больших количествах хлориды. Известны микроорганизмы (галобактерии и др.) и животные, обитающие в условиях высокой солености среды. Хлор - один из основных элементов водно-солевого обмена животных и человека, определяющих физико-химические процессы в тканях организма. Он участвует в поддержании кислотно-щелочного равновесия в тканях, осморегуляции (см. ОСМОРЕГУЛЯЦИЯ) (хлор - основное осмотически активное вещество крови, лимфы и др. жидкостей тела), находясь, в основном, вне клеток. У растений хлор принимает участие в окислительных реакциях и фотосинтезе.
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.
Особенности работы с хлором
Хлор - ядовитый удушливый газ, при попадании в легкие вызывает ожог легочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л. Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ (см. ОТРАВЛЯЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА) , 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 Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 . ПДК хлора в воздухе рабочих помещений 1 мг/м 3 , в воздухе населенных пунктов 0,03 мг/м 3 .