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.
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.
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 |
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.
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 .
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.
↓ 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 |
↓ 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 |
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 .
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 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%).
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.
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).
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 |
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:
Хлор (лат. chlorum), cl, химический элемент vii группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м 2 или 1 кгс/см 2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный Х. состоит из двух стабильных изотопов: 35 cl (75,77%) и 37 cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (t 1 /2) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек ; 3 , 1 ? 10 5 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36 cl и 38 cl используются как изотопные индикаторы.
Историческая справка. Х. получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом mno 2 . Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chlor o s - жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Х.
Распространение в природе. Х. встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Х. в земной коре (кларк) 1,7 ? 10 -2 % по массе, в кислых изверженных породах - гранитах и др. 2,4 ? 10 -2 , в основных и ультраосновных 5 ? 10 -3 . Основную роль в истории Х. в земной коре играет водная миграция. В виде иона cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных ) 97, главный из них галит naci. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин kcl, сильвинит (na, k) ci, карналлит kci ? mgcl 2 ? 6h 2 o, каинит kci ? mgso 4 ? 3h 2 o, бишофит mgci 2 ? 6h 2 o. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах hcl в верхние части земной коры.
Физические и химические свойства. Х. имеет t kип -34,05°С, t nл - 101°С. Плотность газообразного Х. при нормальных условиях 3,214 г/л ; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л ; жидкого Х. при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твёрдого Х. при - 102°c 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров Х. при 0°С 0,369; при 25°c 0,772; при 100°c 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 ) . Критические константы Х.: температура 144°c, давление 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2) , плотность 573 г/л , удельный объём 1,745 ? 10 -3 л/г . Растворимость (в г/л ) Х. при парциальном давлении 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 , в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°c), 2,8 (70°c); в растворе 300 г/л naci 1,42 (30°c), 0,64 (70°c). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Х. переменного состава cl ? n h 2 o (где n = 6 ? 8); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Х. и воду. Х. хорошо растворяется в ticl 4 , sic1 4 , sncl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане c 6 h 14 и четырёххлористом углероде ccl 4). Молекула Х. двухатомна (cl 2). Степень термической диссоциации cl 2 + 243 кдж u 2cl при 1000 К равна 2,07 ? 10 -40 %, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома cl 3 s 2 3 p 5 . В соответствии с этим Х. в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 å, ионный радиус cl - 1,82 å, сродство атома Х. к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв .
Химически Х. 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. Х. вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Х. с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Х. с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Х. только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Х. в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Х. Фосфор воспламеняется в атмосфере Х., образуя pcl 3 , а при дальнейшем хлорировании - pcl 5 ; сера с Х. при нагревании даёт s 2 cl 2 , scl 2 и др. s n cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Х. Смесь Х. с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),
Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°c. Смеси Х. с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% h 2 , взрывоопасны.
С кислородом Х. 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 Х. малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.
Х. в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.
При взаимодействии аммиака с Х. образуется трёххлористый азот. При хлорировании органических соединений Х. либо замещает водород: r-h + ci 2 = rcl + hci, либо присоединяется по кратным связям образуя различные хлорсодержащие органические соединения.
Х. образует с др. галогенами межгалогенные соединения. Фториды clf, clf 3 , clf 5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере clp 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Х.: clo 3 f, clo 2 f 3 , clof, clof 3 и перхлорат фтора fclo 4 .
Получение. Х. начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения Х. окислением hcl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 вв. Х. получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90-95% Х. в мире. Небольшие количества Х. получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство Х. составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов naci: 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 Х. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор naoh и nacl, 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 naoh, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т Х. 1,125 т naoh.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Х., даёт более дешёвый naoh. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый naoh, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки Х., с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый naoh без использования ртути.
Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Х. перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Х. в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Х.: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60-75%; неорганических соединений, содержащих Х., - 10-20%; на отбелку целлюлозы и тканей - 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2-6% от общей выработки.
Х. применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.
Л. М. Якименко.
Х. в организме. Х. - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Х. в растениях (много Х. в галофитах ) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Х. (2-4 г ) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей Х. поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Х. хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Х. - 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 др. процессами путём изменения в распределении Х. между кровью и др. тканями. Х. участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Х. положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Х. необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Х. не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Х.
М. Я. Школьник.
Отравления Х . возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Х. 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 Х. 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 сут. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций Х. наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация Х. в воздухе производственных помещений 1 мг/м 3 . Производство Х., хлорной извести и др. хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних.
А. А. Каспаров.
Лит.: Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; comprehensive inorganic chemistry, ed. j. c. bailar , v. 1-5, oxf. - , 1973.
cкачать реферат
Хлор | |
---|---|
Атомный номер | 17 |
Внешний вид простого вещества | Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит. |
Свойства атома | |
Атомная масса (молярная масса) |
35,4527 а.е.м.(г/моль) |
Радиус атома | 100 пм |
Энергия ионизации (первый электрон) |
1254.9(13.01) кДж/моль (эВ) |
Электронная конфигурация | 3s 2 3p 5 |
Химические свойства | |
Ковалентный радиус | 99 пм |
Радиус иона | (+7e)27 (-1e)181 пм |
Электроотрицательность (по Полингу) |
3.16 |
Электродный потенциал | 0 |
Степени окисления | 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1 |
Термодинамические свойства простого вещества | |
Плотность |
(при −33.6 °C)1,56 г/см³ |
Молярная теплоёмкость | 21.838 Дж/(K·моль) |
Теплопроводность | 0.009 Вт /( ·K) |
Температура плавления | 172.2 |
Теплота плавления | 6.41 кДж /моль |
Температура кипения | 238.6 |
Теплота испарения | 20.41 кДж/моль |
Молярный объём | 18.7 см³/моль |
Кристаллическая решётка простого вещества | |
Структура решётки | орторомбическая |
Параметры решётки | a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å |
Отношение c/a | — |
Температура Дебая | n/a K |
Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 17.
Элемент ХЛОР 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 Cl 2).
Схема атома 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.
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 .
В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы.
В природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H2O, 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.
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.
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 |
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
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 группой Cmca и параметрами a=6,29 b=4,50 , c=8,21 . Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную , имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 и c=6,12 .
Степень диссоциации молекулы хлора Cl 2 → 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.
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:
Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO 2 и Cl 2 O 6 . Однако, эти соединения являются радикалами , то есть у них есть один неспаренный электрон.
Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3
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.:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3
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 → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
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.
4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl - — 2е - → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
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.
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 по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.
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.
В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
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.
Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода
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.
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 Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 .
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.
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
— При помощи электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.
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.
Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора
Общая характеристика подгруппы
Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА
P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.
Электронная диаграмма элемента Hal (Hal ≠ F):
Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:
Таблица 2. Валентность
3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:
Таблица 3. Степени окисления элементов
Характеристика химического элемента
Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17
Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17
Строение атома:
Электронная формула:
Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
Электроотрицательность по Полингу: 3,20
Характеристика простого вещества
Тип связи: ковалентная неполярная
Молекула двухатомная
Изотопы: 35 Cl (75,78 %) и 37 Cl(24,22 %)
Тип кристаллической решетки: молекулярная
Термодинамические параметры
Таблица 4
Физические свойства
Таблица 5
Химические свойства
Водный раствор хлора в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»)
1 стадия: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород
Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃
Хлор сильный окислитель:
1. Взаимодействие с простыми веществами
a) с водородом:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
б) с металлами:
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
3Cl 2 + 2P = 2PCl 3
Cl 2 + S = SCl 2
С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!
2. Взаимодействие со сложными веществами
а) с водой: см. выше
б) с кислотами: не реагирует!
в) с растворами щелочей:
на холоду: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
при нагревании: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
д) со многими органическими веществами:
Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl
Важнейшие соединения хлора
Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) - бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже и кубической.
Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:
HCl г + H 2 O ж = H 3 O + ж + Cl − ж
Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли - хлориды :
Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор - хлорид меди(II) CuCl 2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O +2 Cl 2
Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
2 Cu + 4 HCl → 2 H + H 2
Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
R-CH=CH 2 + HCl → R-CHCl-CH 3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl 2 -CH 3
Оксиды хлора
- неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: Cl х O у.
Хлор образует следующие оксиды: Cl 2 O, Cl 2 O 3 , ClO 2 , Cl 2 O 4 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Кроме того известны: короткоживущий радикал ClO, радикал пероксид хлора ClOO и радикал тетраоксид хлора ClO 4 .
Ниже в таблице представлены свойства устойчивых оксидов хлора:
Таблица 6
Свойство | Cl 2 O | ClO 2 | ClOClO 3 | Cl 2 O 6 (ж)↔2ClO 3 (г) | Cl 2 O 7 |
Цвет и состояние при комн. температуре | Жёлто-коричневый газ | Жёлто-зелёный газ | Светло-жёлтая жидкость | Тёмно-красная жидкость | Бесцветная жидкость |
Степень окисления хлора | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
Т. пл., °C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
Т. кип., °C | 2,0 | 44,5 | |||
d (ж, 0°C), г*см -3 | - | 1,64 | 1,806 | - | 2,02 |
ΔH° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 | 80,3 | 102,6 | ~180 | (155) | |
ΔG° обр (газ, 298 К), кДж*моль -1 | 97,9 | 120,6 | - | - | - |
S° обр (газ, 298 К), Дж*K -1 *моль -1 | 265,9 | 256,7 | 327,2 | - | - |
Дипольный момент μ, Д | 0,78 ± 0,08 | 1,78 ± 0,01 | - | - | 0,72 ± 0,02 |
Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты - соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом.
В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C - жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:
При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:
Быстро реагирует со щелочами:
Cl 2 O + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + H 2 O
Диоксид хлора - кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Диоксид хлора - оксид хлора (IV ), соединение хлора и кислорода, формула: ClO 2 .
В нормальных условиях ClO 2 - газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO 2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.
Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:
Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (разб.) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O
ClO 2 + 2NaOH хол. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2
ClO 2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.
Хлорноватистая кислота - HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.
В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO − :
Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли - гипохлориты - сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:
HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H 2 O
Хлористая кислота - HClO 2 , одноосновная кислота средней силы.
Хлористая кислота НClO 2 в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
Нейтрализуется щелочами.
HClO 2 + NaOH (разб. хол.) = NaClO 2 + H 2 O
Ангидрид этой кислоты неизвестен.
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов , образующихся в результате взаимодействия ClO 2 со щёлочью:
Проявляет окислительно – восстановительные свойства.
5HClO 2 + 3H 2 SO 4 (разб.) + 2KMnO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Хлорноватая кислота - HClO 3 , сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:
Хлорноватая кислота - сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO 3 легко восстанавливается до соляной кислоты:
HClO 3 + 5HCl (конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O
HClO 3 + NaOH (разб.) = NaClO 3 + H 2 O
При пропускании смеси SO 2 и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора:
В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага.
8. Нахождение в природе:
В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.
Таблица 7. Нахождение в природе
Таблица 7. Минеральные формы
Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
Получение
Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:
Метод Шееле
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
Метод Дикона
Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.
Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:
Применение
· Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров
· Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)
· В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука.
· Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).
· Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
· 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.
· Как индикатор солнечных нейтринов 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.