Хлор

Хлор Кислород
Содержание
  1. Анализ хлора, выявление хлора — анализируется
  2. Библиографическая ссылка
  3. Биологическая роль хлора
  4. Взаимодействие с неметаллами
  5. Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей
  6. Другие свойства
  7. Жавелевая вода
  8. Изотопный состав
  9. История открытия хлора
  10. Кислородные соединения галогенов
  11. Кислотные оксиды
  12. Кислоты
  13. Лабораторные методы
  14. Нахождение в природе
  15. Окислительные свойства хлора
  16. Оксиды и оксокислоты хлора
  17. Особенности работы и меры предосторожности
  18. Получение хлора в химии
  19. Применение
  20. Применение соляной кислоты и хлоридов
  21. Применение хлора
  22. Промышленный
  23. Распространение в природе
  24. Растворимость
  25. Реакции с металлами
  26. Реакции с неметаллами
  27. Реакции с органическими веществами
  28. Реакции с органическими соединениями
  29. Ртутный метод с жидким катодом
  30. Соляная кислота
  31. Способы получения
  32. Стандарты качества хлора
  33. Физические и физико-химические свойства
  34. Физические и химические свойства
  35. Химические свойства соляной кислоты
  36. Химический элемент хлор
  37. Хлориды
  38. Хлорная известь
  39. Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор
  40. Хлороводород и соляная кислота

Анализ хлора, выявление хлора — анализируется

— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К .

Библиографическая ссылка

Мишурина О.А., Чупрова Л.В., Муллина Э.Р. ХИМИЧЕСКИЕ ПРЕВРАЩЕНИЯ КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИХ ИОНОВ ХЛОРА РАСТВОРОВ ПРИ РАЗНЫХ ЗНАЧЕНИЯ ДИАПАЗОНА РН // Международный журнал прикладных и фундаментальных исследований. – 2022. – № 2-2.
– С. 43-46;

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.


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

Взаимодействие с неметаллами

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

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.

Cl2  H2 → 2HCl
5Cl2  2P → 2PCl5
2S  Cl2 → S2Cl2

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:

Cl2  3F2 (изб.) → 2ClF3

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

Cl2 2КОН =KCl KClO Н2O

3Cl2 6КОН = 5KCl KClO3 3Н2O

3Cl2 2Са(ОН)2 = CaCl2 Са(ClO)2 2Н2O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

Другие свойства

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

Cl2  2HBr → Br2  2HCl
Cl2  2NaI → I2  2NaCl


При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2  CO → COCl2

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

Cl2  H2O → HCl  HClO
3Cl2  6NaOH → 5NaCl  NaClO3  3H2O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2  Ca(OH)2 → CaCl(OCl)  H2O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH3  3Cl2 → NCl3  3NH4Cl

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl KClO H2O

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
35Cl 34.968852721 Стабилен  — 3/2
36Cl 35.9683069 301000 лет β-распад в 36Ar 0
37Cl 36.96590262 Стабилен  — 3/2
38Cl 37.9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2
39Cl 38.968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2
40Cl 39.97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2
41Cl 40.9707 34 c β-распад в 41Ar  
42Cl 41.9732 46,8 c β-распад в 42Ar  
43Cl 42.9742 3,3 c β-распад в 43Ar  

История открытия хлора

Хлор — химический элемент с атомным номером 17. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов, находится в третьем периоде таблицы. Обозначается символом Cl. Активный неметалл. Галоген. Молекула хлора состоит из двух атомов. Кристаллическая решетка хлора ромбическая. Молярная масса хлора (M (Cl)) составляет 35,446-35,457 г/моль.

Модель хлора:

Кислородные соединения галогенов

Галогены с кислородом непосредственно не реагируют. Но кислородсодержащие кислоты галогенов (кроме фтора) могут быть получены как продукты реакций диспропорционирования хлора, брома и йода с водой и щелочами. В параграфе 87 приведена реакция хлора с водой, в результате которой часть растворенного хлора переходит в кислоту НСЮ, называемую хлорноватистой кислотой. В этой молекуле хлор в степени окисления 1 связан с кислородом:

Хлор

Хлорноватистая кислота известна только в водном растворе. Это неустойчивое вещество претерпевает различные превращения. На свету кислород отщепляется от хлора:

Хлор

В момент образования кислород в виде отдельных атомов очень активен, вследствие чего раствор проявляет сильное окислительное действие. При отнятии воды, например, действием безводного хлорида кальция, из сильно охлажденного раствора выделяется оксид хлора (1), С120, в виде красно-бурой жидкости с температурой кипения 3,8°С. Это тоже неустойчивое вещество, способное взрываться. Растворяясь в воде, он снова образует хлорноватистую кислоту. При нагревании раствора НСЮ происходит более глубокое диспропорционирование хлора с переходом в степень окисления 5:

Хлор

Образующееся кислородсодержащее соединение называется хлорноватой кислотой. Это более устойчивое соединение, сильная кислота, образующая растворы с массовой долей до 40%. Под действием серной кислоты хлорноватая кислота диспропорционирует, образуя еще два новых соединения хлора:

Хлор

Хлорная кислота НС104 содержит хлор в высшей степени окисления 7. Второй продукт реакции оксид хлора(1У) содержит хлор в необычной для него степени окисления 4. Хлор в этом состоянии имеет неспаренный электрон. Это также неустойчивое, взрывчатое соединение хлора. В водном

растворе С102 диспропорционирует на две кислоты — хлорноватую и хлористую. В последней степень окисления хлора 3:

Хлор

Таким образом, в рассмотренных реакциях показано образование четырех кислородсодержащих кислот хлора, образующих ряд с возрастающими нечетными степенями окисления и валентностями хлора от 1 до 7 (табл. 18.3). В этом ряду наблюдается последовательное и резкое возрастание силы кислот от очень слабой хлорноватистой до одной из самых сильных хлорной. Усиление кислот в этом ряду связано с увеличением числа атомов кислорода, соединенных с хлором двойными связями. Это способствует делокализации заряда аниона, что затрудняет присоединение к нему иона водорода с образованием молекулы кислоты.

Таблица 18.3

Кислородсодержащие кислоты хлора

Свойство

Формула

нею

НСЮ2

НСЮ3

НСЮ4

Степень окисления хлора

1

3

5

7

название кислоты

Хлорновати

стая

Хлористая

Хлорноватая

Хлорная

Название солей

Гипохлориты

Хлориты

Хлораты

Перхлораты

Константа кислотности Ка

5,6• 10-8

1Д10-2

1

1010

Стандартный потенциал пар НС10Х/С1 , в

1,5

1,56

1,45

1,38

Хлор

Приведенные в последней строчке табл. 18.3 значения стандартных потенциалов показывают, что все четыре кислоты являются сильными окислителями, по силе превосходящими хлор. Вместе с тем, как очевидно из протекания многочисленных реакций, окислительная активность резко падает в ряду от НСК) к НСЮ4. Например, хлорноватистая кислота моментально выделяет йод из раствора иодида калия, а разбавленная хлорная кислота с раствором К1 практически не реагирует. Хлорноватистая кислота и ее соли обесцвечивают органические красители, в то время как хлорная кислота окисляющего действия на них не оказывает. Таким образом, увеличение числа атомов кислорода, окружающих атом хлора, способствует стабилизации как молекул кислот, так и анионов их солей. Повышение устойчивости проявляется и в том, что из четырех кислот только хлорная может быть получена в безводном состоянии.

Находящие практическое применение соли хлорноватистой и хлорноватой кислот получаются взаимодействием хлора с растворами щелочей (см. параграф 88). Гипохлорит калия КСЮ служит отбеливающим средством. Он получается пропусканием хлора в раствор гидроксида калия. Одновременно образуется хлорид калия:

Хлор

Этот раствор называется жавелевой водой ^ауеПе — местечко около Парижа, где впервые стали изготовлять эту воду). Кислота НСЮ настолько слабая, что вытесняется из соли под действием углекислого газа:

Хлор

Эта кислота и обесцвечивает красители.

Как активные окислители гипохлориты нашли применение в медицине. Они проявляют дезинфицирующее, антисептическое, противомикробное действие. Гипохлорит натрия ЫаСЮ применяется в растворе с массовой долей 0,06% для промывания ран, при операциях па грудной клетке, брюшной или плевральной полостях. Выпускается раствор гипохлорита натрия и для инъекций.

Взаимодействием хлора с другой щелочью — гидроксидом кальция в отсутствие воды получается практически важный продукт хлорная известь. Это белый порошок, иногда серый или желтоватый от присутствия примесей, пахнущий хлором. В составе хлорной извести имеются СаС12, Са(СЮ)2, Са(ОН)2 и вода. Часто хлорную известь представляют, как смешанную соль с двумя разными анионами: СаС1(СЮ). Хлорная известь реагирует даже со слабыми кислотами с выделением хлора:

Хлор

Выделяющийся хлор реагирует с органическими веществами, в результате чего, в частности, гибнут микроорганизмы. Поэтому хлорная известь широко применяется в санитарных целях. Она применяется также для отбеливания бумаги и тканей и для лабораторного получения хлора.

Пропусканием хлора в горячий раствор гидроксида калия получают смесь двух солей — хлорида калия КС1 и хлората калия КСЮ3. При охлаждении раствора хлорат калия начинает кристаллизоваться. При 20°С его растворимость составляет 7,4 г на 100 г воды, в то время как растворимость хлорида калия равна 34 г. Хлорат калия называют бертолетовой солью, так как он был впервые получен К. Бертолле. Бертолетову соль предполагалось использовать в составе пороха взамен селитры, но при испытаниях быстрая детонация такого пороха приводила к разрыву пушечных стволов. Вместо этого бертолетова соль нашла широкое применение в качестве окислителя в составах для фейерверков. Она является также окисляющей составной частью спичечной головки. Кислород, отщепляющийся от хлора в хлорате калия, в твердых смесях окисляет уголь, серу, фосфор, органические вещества. Реакции сопровождаются яркими вспышками. Напишем реакцию сгорания сахарозы:

Хлор

При нагревании хлорат калия и другие соли кислородсодержащих кислот хлора разлагаются с выделением кислорода. Разложение хлората калия ускоряется в присутствии оксида марганца(ГУ):

Хлор

При нагревании бертолетовой соли без катализатора происходит диспропорционирование хлора с образованием перхлората калия:

Хлор

При еще более сильном нагревании до ~520°С перхлорат калия тоже разлагается, выделяя кислород. Относительно высокая термическая устойчивость перхлоратов и устойчивость их в растворах характерна и для других солей с анионами, в которых центральный атом окружен четырьмя атомами кислорода. Такие анионы имеют тетраэдрическое строение, а тт-связи в них полностью делокализованы:

Хлор

Кислородные соединения брома менее устойчивы по сравнению с кислородными соединениями хлора. Оксид брома Вг20 разлагается уже при температуре плавления -17°С. Свободный бром реагирует со щелочью при нагревании аналогично хлору:

Хлор

Бромат натрия ЫаВЮ3 применяется как окислитель в аналитической химии. Например, по реакции с броматом калия определяют оксид мышьяка(Ш):

Хлор

Бром трудно окислить до степени окисления 7. До 1970 г. соли бромной кислоты НВЮ4 не были получены, и в учебниках иногда давались объяснения, почему они не существуют. Впервые пербромат натрия был получен по реакции

Хлор

Кислородные соединения йода более устойчивы по сравнению с другими галогенами. В щелочном растворе йод диспроиорционирует аналогично брому. При пропускании хлора в водную суспензию йода образуется йодноватая кислота:

Хлор

Из раствора йодноватая кислота выделяется в виде устойчивого кристаллического вещества. При ее обезвоживании получается оксид 12О5, устойчивый при обычных условиях. Он нашел применение для анализа воздуха на присутствие оксида углерода(И). Анализ основан на реакции, соттовожлаюшейся выделением йода:

Хлор

Известна также йодная кислота НЮ4, которая может быть получена действием хлорной кислоты на йод:

Хлор

После испарения воды из раствора йодной кислоты получаются бесцветные кристаллы Н104*2Н20. Из химических свойств этого вещества следует, что все атомы кислорода связаны непосредственно с йодом, и вещество представляет собой ортоиодную кислоту Н5Ю6. Весь водород может быть замещен металлами. Известна, например, нерастворимая соль Ag5I06 черного цвета.

Как известно, в группах ^-элементов усиливается металличность при переходе в группе сверху вниз. В группе галогенов находятся элементы, наиболее далекие по свойствам от металлов. И все же у тяжелого элемента йода проявляются признаки металличности. Черные кристаллы йода имеют слабый металлический блеск, а электрическое сопротивление значительно ниже, чем у такого типичного неметалла, как сера. Йод, подобно металлам, может входить в состав вещества в качестве катиона. Неустойчивый катион 1 может быть стабилизирован образованием комплексного иона с органическими молекулами. При реакции йода с нитратом серебра в присутствии пиридина С5Н5Ы образуется комплексный ион такого типа:

Хлор

Кислородные соединения фтора интересны тем, что фтор является единственным элементом, по электроотрицательности превосходящим кислород. Поэтому простейшее из этих соединений ОР2 следует называть не оксидом фтора, а фторидом кислорода. Это газообразное вещество получается при действии фтора на 2%-ный раствор гидроксида натрия:

Хлор

Своим угловым строением молекула фторида кислорода напоминает молекулу воды, но их дипольные моменты р направлены противоположно:

Хлор

Фторид кислорода термодинамически неустойчив, при ^ > 200°С распадается на кислород и фтор. Есть и более сложные по составу фториды

кислорода: 02Р2, 03Р2 и др. Это неустойчивые вещества с темной красноватой окраской. В некоторых случаях они используются как фторирующие реагенты.

Фтор, так же как и кислород, не проявляет высокой валентности, соответствующей номеру группы, так как не имеет энергетически доступных свободных орбиталей для перехода в возбужденное состояние.

Далее перейдем к рассмотрению других групп /^-элементов по убыванию номеров.

Кислотные оксиды

Хлор

Кислоты

Хлор

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO4  16HCl → 2KCl  2MnCl2  5Cl2↑ 8H2O
K2Cr2O7  14HCl → 3Cl2  2KCl  2CrCl3  7H2O

Нахождение в природе

В природе хлор встречается только в виде соединений: сильвина KCl, галита NaCl, сильвинита KCl*NaCl, карналлита KCL*MgCl2*6H2O, каинита KCL*MgSO4*3H2O, бишофита MgCl2*6H2O.  В земной коре хлор — самый распространенный галоген. Примерное содержание хлора в земной коре составляет 0,013%.

Самые большие запасы хлора находятся в морских водах, где содержание составляет около 18,8 г/л. Содержание хлора в литосфере 0,25масс.%

Биологическая роль хлора

Ионы хлора жизненно необходимы растениям, потому что они участвуют в энергетическом обмене у растений. Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Каждый день с пищей человек получает 3-6 г хлора, что абсолютно покрывает потребность в этом элементе откуда-либо из внешней среды.

Хлорные каналы присутствуют во многих типах митохондриальных мембран, скелетных мышцах и клетках. Эти каналы выполняют исключительные функции в нормализации объема жидкости, участвуют в поддержании кислотно-щелочного баланса — рН клеток. Всасывание хлора происходит в толстой кишке.

Окислительные свойства хлора


Хлор очень сильный окислитель.

Cl2  H2S → 2HCl  S

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.

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.

Дополнительная информация

Производство хлора в России


Хлорид золота

Хлорная вода

Хлорная известь


Хлорид первого основания Рейзе

Хлорид второго основания Рейзе

Соединения хлора


Гипохлориты

Перхлораты

Хлорангидриды


Хлораты

Хлориды

Хлорорганические соединения

Получение хлора в химии

Хлор, который производят, хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет.

В настоящее время химические методы получения хлора не используют, так как они являются очень ресурсозатратными и малоэффективными.

Метод Дикона

В 1867 году ученым химиком Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха:  4HCl   O2 → 2H2O   2Cl2↑

Современные лабораторные методы

На данный момент хлор используется в лабораториях в баллонах.

Получение хлора в лабораториях осуществляется посредством реакции кислот на гипохлорит натрия:  4NaOCl   4CH3COOH = 4NaCH3COO   2Cl2↑   O2↑   2H2O.

Для того чтобы получить небольшое количество хлора, обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода более сильными окислителями. Чаще всего это перманганат калия или диоксид марганца: 2KMnO4   16HCl → 2KCl   2MnCl2   5Cl2↑   8H2O

Электрохимические методы

При невозможности использования сжиженного хлора в баллонах, используют электрохимические методы.

Примечание 2

На сегодняшний день в промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путем электролиза раствора поваренной соли: 2NaCl   2H2O   2e- → 2NaOH   Cl2↑   H2↑

В промышленности применяются три варианта электрохимического метода: два из них — электролиз с твердым катодом, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). При таких методах качество получаемого хлора почти не отличается.

Мембранный метод

Мембранный метод производства хлора наиболее энергоэффективен, но при этом довольно сложен в организации и эксплуатации.

В мембранном методе катодное и анодное пространства полностью разделены непроницаемой для анионов катионообменной мембраной. Поэтому в мембранном электролизере два потока.

В анодное пространство поступает поток раствора соли. А в катодное — деионизированная вода. Все потоки предварительно очищаются от всевозможных примесей.

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.

Применение соляной кислоты и хлоридов

Соляная кислота и ее соли относятся к тем веществам, которые постоянно сопровождают человека, являясь неотъемлемой частью его жизни. В больших объемах соляная кислота расходуется в самых разнообразных областях практической деятельности человека: в химической, пищевой

и фармацевтической промышленности, для обработки поверхности металлов и др. Как реагент соляная кислота используется во всех химических лабораториях (рис. 40).

Важнейшими солями соляной кислоты являются хлориды натрия и калия. Поваренная соль NaCl известна как пищевая добавка, которая служит консервантом при подготовке пищевых продуктов к длительному хранению.

Поваренная (каменная) соль издавна ценилась очень высоко. Ею вместо денег платили жалованье римским воинам и крестоносцам. В Китае изготавливали соляные монеты, на которых ставилось клеймо правителя. А в Эфиопии еще в XIX в. были в ходу соляные деньги — стандартные бруски каменной соли (см. рис.).

Хлорид натрия используют для профилактики и лечения простудных заболеваний. Посещение соляных пещер, воздух в которых чрезвычайно богат аэрозолем хлорида натрия, оказывает положительное влияние на состояние дыхательных путей и кожи детей и взрослых (рис. 41). Водный раствор хлорида натрия широко применяется в медицине для приготовления различных лекарственных препаратов.

Хлориды натрия и кальция используют для борьбы с гололедицей, а NaCl — в производстве химических препаратов, стекла и бумаги.

Хлорид калия KCl — ценное минеральное удобрение. Это основной экспортный продукт химической промышленности Беларуси (рис. 42). Хлориды других металлов используются в сельском хозяйстве, химической промышленности, медицине.

  • Соли соляной кислоты называются хлоридами.
  • Реактивом на соляную кислоту и ее соли служит раствор нитрата серебра(I).
  • Соляная кислота и хлориды имеют важное значение для жизнедеятельности живых организмов.

Применение хлора

По масштабам промышленного применения хлор намного превосходит все остальные галогены (рис. 36). В больших количествах хлор используется для обеззараживания питьевой воды. Хлор и его соединения применяются для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги, древесины и т. д.

Хлор является самым распространенным галогеном.

Минимальная отрицательная степень окисления хлора равна –1, максимальная положительная — 7.

При обычных условиях простое вещество хлор — желто-зеленый газ с резким запахом, тяжелее воздух, ядовит.

Хлор взаимодействует непосредственно практически со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, а также со многими сложными веществами, выступая обычно в качестве окислителя.

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl 2Н2O = Cl2↑ 2NaOH H2↑

Распространение в природе

На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

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 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Примеры:

Cl2 2Na = 2NaCl

3Cl2 2Fe = 2FeCl3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Примеры:

Cl2 Сu = CuCl2

3Cl2 2Аu = 2AuCl3

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.

Примеры:

Cl2 Н2 =2НС1

Cl2 2S (расплав) = S2Cl2

ЗCl2 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)

2Cl2 Si = SiCl4

3Cl2 I2 = 2ICl3

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями: CH3-CH3   Cl2 → C2H5Cl   HCl

Замещение атомов водорода в молекулах ОВ:

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH2 HCl → [RNH3] Cl-

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Хлор

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.

Соляная кислота

Раствор хлороводорода в воде — хлороводородная кислота, которую на практике чаще называют соляной кислотой. Это бесцветная жидкость с резким запахом. В концентрированной кислоте массовая доля HCl составляет около 37 %.

Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, в разбавленном растворе полностью диссоциирует на ионы:

Соляная кислота проявляет характерные для кислот свойства. Она изменяет окраску индикаторов: лакмус и метилоранж в растворе HCl становятся красными. Соляная кислота взаимодействует с теми металлами, которые в ряду активности металлов расположены до водорода:

В этих реакциях ионы водорода выступают в качестве окислителя. Соляная кислота взаимодействует с основными оксидами:

со щелочами и нерастворимыми основаниями:

а также с солями:

Реакции с солями идут только тогда, когда образуются осадок, газ или слабый электролит.

В организме человека соляная кислота вырабатывается клетками слизистой оболочки желудка и входит в состав желудочного сока. Массовая доля HCl в желудочном соке человека равна 0,3 % — 0,5 %. Соляная кислота в составе желудочного сока улучшает пищеварение, уничтожает большинство бактерий, которые попадают с пищей в желудок, что замедляет или даже останавливает гнилостный процесс.

Желудок здорового человека вырабатывает до 2,5 дм3 желудочного сока в сутки. Желудочный сок начинает выделяться уже тогда, когда вы начинаете пережевывать пищу. Поэтому жевать жевательную резинку на голодный желудок вредно: в отсутствии пищи соляная кислота разрушительно действует на стенки желудка.

Продуктом взаимодействия хлора с водородом является хлороводород — бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха.

Раствор хлороводорода в воде представляет собой кислоту, которая называется хлороводородной или соляной.

Соляная кислота проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействует с основаниями, основными оксидами, солями и металлами, стоящими в ряду активности до водорода.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н2 Cl2 = 2HCl

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)

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

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)
~1400°С
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 группойCmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å.

Физические и химические свойства

К физическим свойствам хлора относят:

  1. Цвет — желто-зеленый.
  2. Тяжелее воздуха.
  3. Резкий сладковатый запах.
  4. Температура кипения: -34 °С.
  5. Температура плавления: -100 °С.
  6. Плотность 3,214 г/л.
  7. Устойчивые степени окисления -1, 0, 1, 3, ( 4), 5, ( 6), 7.
  8. Хлор в состоянии газа легко сжимается. При давлении в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при температуре от 20 °С. Жидкий хлор — желто-зеленая жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием.

К химическим свойствам относят:

  • хлор реагирует почти что со всеми металлами (чтобы взаимодействовать с некоторыми из них, нужны условия влаги или нагревания):

Cl2   2HBr → Br2   2HCl— при таких реакциях хлор вытесняет бром из соединений с водородом или металлом;

 2Na   Cl2 → 2NaCl— при взаимодействии натрия и хлора мы получаем хлорид натрия;

 2Fe   3Cl2 → 2FeCl3— при взаимодействии железа и хлора мы получим хлорид железа(III);

Cl2  H2O ⇄ HCl   HClO

Cl2    2NaOH → NaCl   NaClO   H2O;

 H2   Cl2 → 2HCl;

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н

HCl → H Cl-

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl2 Zn = ZnCl2 H2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl CuO = CuCl2 Н2O

6HCl Аl2O3 = 2АlCl3 ЗН2O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl Са(ОН)2 = CaCl2 2Н2О

3HCl Аl(ОН)3 = АlСl3 ЗН2O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl СаСО3 = CaCl2 СO2 Н3O

HCl C6H5ONa = С6Н5ОН NaCl

д) с аммиаком:

HCl NH3 = NH4Cl

Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:

2Cl— 2e- = Cl20

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Хлор

Химический элемент хлор

Охарактеризуем хлор по плану, который вы применяли в 8-м классе.

Химический знак — Cl, относительная атомная масса — 35,5, атомный номер — 17. Этот элемент находится в третьем периоде в VIIА-группе.

Заряд ядра атома хлора равен 17 , следовательно, ядро содержит 17 протонов, а ядра двух его природных нуклидов Хлор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерамиХлор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

В атоме хлора 17 электронов, которые располагаются на трех электронных слоях: 17Cl 2e– , 8e– , 7e– .

На внешнем (незавершенном) электронном слое у атомов хлора находится по 7 электронов, следовательно, этот элемент относится к неметаллам. Максимальная положительная степень окисления хлора равна 7, формула его высшего оксида — Хлор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерамиХлор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

 Степень окисления хлора в летучем водородном соединении равна –1, формула этого соединения — HCl.

Хлориды

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Большинство хлоридов растворимы в воде. Так, например, большая часть растворенных в морской воде солей приходится на хлорид натрия. Объясняется это тем, что соли вымываются из горных пород и выносятся реками в моря и океаны.

Растворы хлоридов — обязательная составная часть живых организмов. В теле взрослого человека содержится примерно 200 г хлорида натрия, причем, около 45 г растворено в крови. Соль поддерживает нормальную деятельность клеток, из которых состоят все ткани и органы.

Взрослому человеку необходимо получать в день примерно 5—6 г хлорида натрия, включая и ту соль, которая входит в состав готовых продуктов. Употребление избыточного количества поваренной соли приводит к ухудшению самочувствия: появлению головной боли, отекам, повышению артериального давления.

К практически нерастворимым хлоридам относится хлорид серебра(I) AgCl. Это свойство хлорида серебра(I) используется для обнаружения хлорид ионов в растворе. При добавлении к соляной кислоте или к раствору хлорида натрия раствора нитрата серебра(I) Хлор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Такая реакция является качественной реакцией на ионы хлора, а нитрат серебра(I) служит реактивом на соляную кислоту и ее соли.

Если содержание хлорид-ионов в растворе невелико, то осадок не выпадает, а наблюдается помутнение раствора. Этой реакцией можно пользоваться для проверки наличия хлоридионов в питьевой воде.

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь — смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Хлор

Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор

Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора

  • оксид
  • раствор
  • кислоты
  • соединения
  • свойства
  • определение
  • диоксид
  • атом
  • формула
  • масса
  • активный
  • жидкий
  • вещество
  • применение
  • действие
  • степень окисления
  • соли
  • гидроксид

Хлороводород и соляная кислота

Одним из важнейших соединений хлора является продукт его взаимодействия с водородом — хлороводород HCl. Это бесцветный газ с резким запахом, несколько тяжелее воздуха. Химическая связь в молекуле HCl — ковалентная полярная:

Молекула хлороводорода HCl полярна и представляет собой диполь.

Хлороводород очень хорошо растворяется в воде. Это легко проверить, если цилиндр, заполненный этим газом, опустить в чашку с водой (куда заранее было внесено несколько капель лакмуса). Вода быстро поднимется вверх, при этом раствор окрасится в красный цвет, что является свидетельством образования в цилиндре кислого раствора (рис. 37).

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий