хлор
Зеленикаво-жълт газ с остър задушлив мирис, по-тежък от въздуха. Стагнира в долните етажи на сградите, низините. Използва се: за хлориране на вода, за производство на пластмаси, инсектициди, разтворители, дезинфектанти, избелващи и перилни препарати, в производството на глицерин, етиленов оксид и др.; в металургията - за хлориращо печене на руди на цветни метали.
Лезията причинява остра болка в гърдите, суха кашлица, повръщане, загуба на координация на движенията, задух, болка в очите и лакримация. Вдишването на високи концентрации може да бъде фатално.
защита
Граждански противогази от всякакъв вид, защитни камери за деца. От наличните средства могат да се използват памучно-марлени превръзки, шалове, носни кърпички, предварително навлажнени с 2% разтвор на сода за хляб или вода.
Първа помощ
Поставете противогаз на жертвата. Изведете го от опасната зона, освободете го от дрехите, които затрудняват дишането му, и създайте мир. При контакт с кожата да се измие с вода и да се превърже при изгаряния. Транспортирайте засегнатото лице само в легнало положение. Ако дишането спре, направете изкуствено дишане, за предпочитане по метода уста в уста. Дайте топла напитка.
Амоняк
Безцветен газ с остра задушлива миризма, по-лек от въздуха. Прониква в горните етажи на сградите. Използва се: в производството на азотна киселина, амониев нитрат и сулфат, течни торове (амоняк), урея, сода, в органичния синтез; при боядисване на тъкани; фотокопиране; като хладилен агент в хладилници; при осребряване на огледала.
Токсични ефекти върху хората
Силно дразни дихателната система, очите и кожата. Признаци на отравяне: ускорен пулс, неравномерен пулс, хрема, кашлица, болка в очите и сълзене, гадене, лоша координация на движенията, делириум. Вдишването на високи концентрации може да бъде фатално.
защита
Граждански противогази, памучно-марлени превръзки, шалове, носни кърпи, предварително навлажнени с вода или 5% разтвор на лимонена киселина.
Първа помощ
Поставете противогаз на жертвата. Извадете го от опасната зона, оставете го да вдишва топли водни пари (за предпочитане с добавка на оцет или няколко кристалчета лимонена киселина). Изплакнете очите обилно с вода. При контакт с кожата да се измие обилно с вода, а при изгаряне да се превърже. Ако дишането спре, направете изкуствено дишане, за предпочитане по метода уста в уста.
Общински етап на регионалната олимпиада за ученици по основи на безопасността на живота
ДокументПлат Приложи Запоразителен... Зеленикав-жълто газ, С суровзадушаващ миризма, по-тежки въздух. Застой V нисък подовеИ низинидихлороетан Безцветен газс суров задушаващ миризма, по-лесно въздух. Прониква в горната част подове сгради ...
С финансовата подкрепа на Олег Николаевич Сидоренко
Документ... зеленикав ... нисък подове. ... очакване задушаващ газвойни... Затях, мисля, че това беше просто феномен на господаря. Стана много твърд... И жълтодрънкалки... въздух миризма... В низинаИ, ... стагнират... неговият се прилага...с даденоКрисчън... снайпер... - остъризлетя. С ...
ХЛОР(лат. Chlorum), Cl - химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 17, атомна маса 35.453; принадлежи към семейството на халогените. При нормални условия (0 °C, 0,1 Mn/m2) той е жълто-зелен газ със силна дразнеща миризма. Естественият хлор се състои от два стабилни изотопа: 35 Cl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Изкуствено са получени радиоактивни изотопи с масови числа 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и период на полуразпад T 1/2 съответно 0,31; 2,5; 1.56 сек.; 3,1 * 105 години; 37,3; 55,5 и 1,4 минути. 36 Cl и 38 Cl се използват като изотопни маркери.
Историческа справка.
Хлорът е получен за първи път през 1774 г. от K. Scheele чрез взаимодействие на солна киселина с пиролузит MnO 2 . Въпреки това, едва през 1810 г. Дейви установи, че хлорът е елемент и го нарече хлор (от гръцки хлорос - жълто-зелен). През 1813 г. J.L. Gay-Lussac предложи името хлор за този елемент.
Разпространение в природата.
Хлорът се среща в природата само под формата на съединения. Средното съдържание на хлор в земната кора е 1,7 * 10 -2% от масата, в кисели магмени скали - гранити 2,4 * 10 -2, в основни и ултраосновни скали 5 * 10 -3. Миграцията на водата играе важна роля в историята на хлора в земната кора. Под формата на Cl йон се намира в Световния океан (1,93%), подземни саламури и солени езера. Броят на собствените минерали (предимно естествени хлориди) е 97, основният е NaCl халит. Известни са също големи находища на калиеви и магнезиеви хлориди и смесени хлориди: силвинит KCl, силвинит (Na, K) Cl, карналит KCl * MgCl 2 * 6H 2 O, каинит KCl * MgSO 4 * ZH 2 O, бишофит MgCl 2 * 6H 2 O В историята на Земята доставката на HCl, съдържаща се във вулканичните газове, в горните части на земната кора е от голямо значение.
Физични и химични свойства.
Хлорът има точка на кипене 34,05 °C, точка на топене 101 °C. Плътността на хлорния газ при нормални условия е 3,214 g/l; наситена пара при 0 °C 12,21 g/l; течен хлор при точка на кипене 1,557 g/cm3; твърд хлор при -102 °C 1,9 g/cm3. Налягане на наситени пари на хлор при 0 °C 0,369; при 25 °C 0,772; при 100 °C 3,814 Mn/m2 или съответно 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Топлина на топене 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); топлина на изпарение 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Топлинният капацитет на газа при постоянно налягане е 0,48 kJ/(kg * K). Хлорът е силно разтворим в TiCl4, SiCl4, SnCl4 и някои органични разтворители (особено хексан и въглероден тетрахлорид). Молекулата на хлора е двуатомна (Cl 2). Степента на термична дисоциация на Cl 2 +243 kJ 2Cl при 1000 K е равна на 2,07 * 10 -4%, при 2500 K 0,909%.
Външна електронна конфигурация на атома Cl 3s 2 3p 5. Съответно, хлорът в съединенията проявява степени на окисление -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома е 0,99 A, йонният радиус на Cl е 1,82 A, афинитетът към електрона на хлорния атом е 3,65 eV, а йонизационната енергия е 12,97 eV.
Химически хлорът е много активен, директно се свързва с почти всички метали (с някои само при наличие на влага или при нагряване) и с неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород, инертни газове), образувайки съответните хлориди, реагира с много съединения, замества водорода в наситени въглеводороди и свързва ненаситени съединения. Хлорът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали; от хлорни съединения с тези елементи, той се заменя с флуор. Алкалните метали, в присъствието на следи от влага, реагират с хлор със запалване; повечето метали реагират със сух хлор само при нагряване. Стоманата, както и някои метали, са устойчиви в атмосфера на сух хлор при ниски температури, така че се използват за производството на оборудване и съоръжения за съхранение на сух хлор. Фосфорът се запалва в хлорна атмосфера, образувайки PCl 3, а при по-нататъшно хлориране - PCl 5; сярата с хлор при нагряване дава S 2 Cl 2, SCl 2 и други S n Cl m. Арсен, антимон, бисмут, стронций, телур реагират бурно с хлора. Смес от хлор и водород гори с безцветен или жълто-зелен пламък, образувайки хлороводород (това е верижна реакция).
Максималната температура на водородно-хлорния пламък е 2200 °C. Смесите на хлор с водород, съдържащи от 5,8 до 88,3% H 2, са експлозивни.
С кислорода хлорът образува оксиди: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, както и хипохлорити (соли на хипохлориста киселина), хлорити, хлорати и перхлорати. Всички кислородни съединения на хлора образуват експлозивни смеси с лесно окисляеми вещества. Хлорните оксиди са нестабилни и могат спонтанно да експлодират; хипохлоритите бавно се разлагат по време на съхранение; хлоратите и перхлоратите могат да експлодират под въздействието на инициатори.
Хлорът във водата хидролизира, образувайки хипохлорна и солна киселина: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl. При хлориране на водни разтвори на основи на студено се образуват хипохлорити и хлориди: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O, а при нагряване се образуват хлорати. Хлорирането на сух калциев хидроксид произвежда белина. Когато амонякът реагира с хлор, се образува азотен трихлорид. При хлориране на ограничени съединения хлорът или замества водорода: R-H + Cl 2 = RСl + HCl, или се свързва чрез множество връзки:
С=С + Сl2 СlС-ССl
образувайки различни хлорсъдържащи органични съединения.
Хлорът образува интерхалогенни съединения с други халогени. Флуоридите СlF, СlF 3, СlF 5 са силно реактивоспособни; например в атмосфера на ClF 3 стъклената вата се запалва спонтанно. Известни съединения на хлор с кислород и флуор са хлорни оксифлуориди: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 и флуорен перхлорат FClO 4.
Касова бележка.
Хлорът започва да се произвежда промишлено през 1785 г. чрез взаимодействие на солна киселина с манганов диоксид или пиролузит. През 1867 г. английският химик Г. Дийкън разработва метод за получаване на хлор чрез окисляване на HCl с атмосферен кислород в присъствието на катализатор. От края на 19-ти и началото на 20-ти век хлорът се произвежда чрез електролиза на водни разтвори на хлориди на алкални метали. С помощта на тези методи през 70-те години на 20 век са произведени 90 - 95% от световния хлор. Малки количества хлор се произвеждат като странични продукти при производството на магнезий, калций, натрий и литий чрез електролиза на стопени хлориди. През 1975 г. световното производство на хлор е около 23 милиона тона. Използват се два основни метода за електролиза на водни разтвори на NaCl: 1) в електролизатори с твърд катод и пореста филтърна диафрагма; 2) в електролизатори с живачен катод. И при двата метода хлорният газ се отделя при анода от графит или титанов-рутениев оксид. Съгласно първия метод на катода се отделя водород и се образува разтвор от NaOH и NaCl, от който търговската сода каустик се отделя чрез последваща обработка. При втория метод на катода се образува натриева амалгама, при разлагането й с чиста вода в отделен апарат се получава разтвор на NaOH, водород и чист живак, който отново влиза в производството. И двата метода дават 1,125 тона NaOH на 1 тон хлор.
Електролизата с диафрагма изисква по-малко капиталови инвестиции за организиране на производството на хлор и произвежда по-евтин NaOH. Методът с живачен катод произвежда много чист NaOH, но загубата на живак замърсява околната среда. През 1970 г. методът с живачен катод произвежда 62,2% от световното производство на хлор, методът с твърд катод 33,6%, а другите методи 4,3%. След 1970 г. започва да се използва електролиза с твърд катод и йонообменна мембрана, което дава възможност за получаване на чист NaOH без използване на живак.
Приложение.
Един от важните отрасли на химическата промишленост е хлорната промишленост. Основните количества хлор се преработват на мястото на неговото производство в хлорсъдържащи съединения. Хлорът се съхранява и транспортира в течно състояние в цилиндри, варели, железопътни цистерни или в специално оборудвани съдове. За индустриализираните страни е характерен следният приблизителен разход на хлор: за производство на хлорсъдържащи органични съединения - 60 - 75%; неорганични съединения, съдържащи хлор, -10 - 20%; за избелване на целулоза и тъкани - 5 - 15%; за санитарно-хигиенни нужди и хлориране на водата - 2 - 6% от общата продукция.
Хлорът се използва и за хлориране на определени руди за извличане на титан, ниобий, цирконий и други.
Хлор в тялото.
Хлорът е един от биогенните елементи, постоянен компонент на растителните и животинските тъкани. Съдържанието на хлор в растенията (много хлор в халофитите) варира от хилядни от процента до цели проценти, при животните - десети и стотни от процента. Дневната нужда на възрастен от хлор (2 - 4 g) се покрива от хранителни продукти. Хлорът обикновено идва в излишък от храната под формата на натриев хлорид и калиев хлорид. Хлябът, месото и млечните продукти са особено богати на хлор. В животинския организъм хлорът е основното осмотично активно вещество в кръвната плазма, лимфата, цереброспиналната течност и някои тъкани. Играе роля във водно-солевия метаболизъм, насърчавайки задържането на вода в тъканите. Регулирането на киселинно-алкалния баланс в тъканите се осъществява заедно с други процеси чрез промяна на разпределението на хлора между кръвта и другите тъкани, хлорът участва в енергийния метаболизъм в растенията, като активира както окислителното фосфорилиране, така и фотофосфорилирането. Хлорът има положителен ефект върху усвояването на кислород от корените. Хлорът е необходим за производството на кислород по време на фотосинтеза от изолирани хлоропласти. Повечето хранителни среди за изкуствено отглеждане на растения не съдържат хлор. Възможно е много ниски концентрации на хлор да са достатъчни за развитието на растенията.
отравянехлор са възможни в химическата, целулозно-хартиената, текстилната и фармацевтичната промишленост. Хлорът дразни лигавиците на очите и дихателните пътища. Първичните възпалителни промени обикновено са придружени от вторична инфекция. Острото отравяне се развива почти веднага. При вдишване на средни и ниски концентрации на хлор има стягане и болка в гърдите, суха кашлица, учестено дишане, болка в очите, сълзене, повишени нива на левкоцити в кръвта, телесна температура и др. Възможна бронхопневмония, токсичен белодробен оток , депресия, конвулсии . При леки случаи възстановяването настъпва в рамките на 3 до 7 дни. Като дълготрайни последици се наблюдават катари на горните дихателни пътища, рецидивиращи броихити, пневмосклероза; възможно активиране на белодробна туберкулоза. При продължително вдишване на малки концентрации на хлор се наблюдават подобни, но бавно развиващи се форми на заболяването. Предотвратяване на отравяния, запечатване на производствени съоръжения, оборудване, ефективна вентилация, използване на противогаз, ако е необходимо. Максимално допустимата концентрация на хлор във въздуха на производствени съоръжения и помещения е 1 mg/m 3 . Производството на хлор, белина и други хлорсъдържащи съединения се класифицира като производство с опасни условия на труд.
хлор
ХЛОР-А; м.[от гръцки chlōros - бледозелен] Химичен елемент (Cl), задушлив газ със зеленикаво-жълт цвят с остра миризма (използван като отровно и дезинфектант). Хлорни съединения. Отравяне с хлор.
◁ Хлор (виж).
хлор(лат. Chlorum), химичен елемент от VII група на периодичната таблица, принадлежи към халогените. Името идва от гръцкото chlōros - жълто-зелен. Свободният хлор се състои от двуатомни молекули (Cl 2); жълто-зелен газ с остра миризма; плътност 3,214 g/l; T pl -101°С; T kip -33.97°C; при обикновени температури лесно се втечнява под налягане от 0,6 MPa. Химически много активен (окислител). Основните минерали са халит (каменна сол), силвит, бишофит; морската вода съдържа хлориди на натрий, калий, магнезий и други елементи. Използват се в производството на хлорсъдържащи органични съединения (60-75%), неорганични вещества (10-20%), за избелване на целулоза и тъкани (5-15%), за санитарни нужди и дезинфекция (хлориране) на вода . Токсичен.
ХЛОРХЛОР (лат. Chlorum), Cl (чете се „хлор“), химичен елемент с атомен номер 17, атомна маса 35.453. В свободна форма представлява жълто-зелен тежък газ с остра задушлива миризма (оттук и името: гръцки хлорос - жълто-зелен).
Естественият хлор е смес от два нуклида (см. НУКЛИД)
с масови числа 35 (в смес от 75,77% от масата) и 37 (24,23%). Конфигурация на външен електронен слой 3 с 2
стр 5
. В съединенията проявява главно степени на окисление –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII). Намира се в трети период в група VIIA на периодичната таблица на елементите на Менделеев, принадлежи към халогените (см. ХАЛОГЕНИ)
.
Радиусът на неутралния хлорен атом е 0,099 nm, йонните радиуси са съответно (стойностите на координационното число са посочени в скоби): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) и Clr 7+ 0,022 nm (3) и 0,041 nm (6). Последователните енергии на йонизация на неутралния хлорен атом са съответно 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 и 114,3 eV. Електронен афинитет 3,614 eV. Според скалата на Полинг електроотрицателността на хлора е 3,16.
История на откритието
Най-важното химично съединение на хлора - готварската сол (химична формула NaCl, химично наименование натриев хлорид) - е познато на човека от древни времена. Има доказателства, че добивът на трапезна сол е извършен още през 3-4 хиляди години преди новата ера в Либия. Възможно е, използвайки готварска сол за различни манипулации, алхимиците да са се сблъскали и с хлорен газ. За разтваряне на „краля на металите“ - златото - те използваха „царска вода“ - смес от солна и азотна киселина, чието взаимодействие освобождава хлор.
За първи път хлорният газ е получен и описан подробно от шведския химик К. Шееле (см. ШЕЛЕ Карл Вилхелм)
през 1774 г. Той нагрява солна киселина с минерала пиролузит (см. ПИРОЛУЗИТ)
MnO 2 и наблюдава отделянето на жълто-зелен газ с остра миризма. Тъй като теорията за флогистона доминираше в онези дни (см. ФЛОГИСТОН)
, Шееле разглежда новия газ като „дефлогистонизирана солна киселина“, т.е. като оксид (оксид) на солна киселина. А. Лавоазие (см. ЛАВОАЗИЕ Антоан Лоран)
разглежда газа като оксид на елемента „мурия“ (солната киселина се нарича муриева киселина, от латинската muria - саламура). Същата гледна точка за пръв път споделя английският учен Г. Дейви (см. ДЕЙВИ Хъмфри)
, който прекарва много време в разграждането на „муриев оксид“ на прости вещества. Той не успя и до 1811 г. Дейви стигна до заключението, че този газ е просто вещество и на него съответства химичен елемент. Дейви беше първият, който предложи да го наречем хлор в съответствие с жълто-зеления цвят на газа. Името „хлор“ е дадено на елемента през 1812 г. от френския химик J. L. Gay-Lussac (см. ГЕЙ ЛЮССАК Джоузеф Луис)
; прието е във всички страни с изключение на Великобритания и САЩ, където името, въведено от Дейви, е запазено. Беше предложено този елемент да се нарича "халоген" (т.е. произвеждащ сол), но с течение на времето той стана общото име за всички елементи от група VIIA.
Да бъдеш сред природата
Съдържанието на хлор в земната кора е 0,013% от теглото, той присъства в забележими концентрации под формата на Cl – йон в морската вода (средно около 18,8 g/l). Химически хлорът е силно активен и следователно не се среща в свободна форма в природата. Той е част от такива минерали, които образуват големи находища, като готварска или каменна сол (халит (см. ХАЛИТ)
) NaCl, карналит (см. КАРНАЛИТ)
KCl MgCl 2 6H 21 O, силвин (см. СИЛВИН)
KCl, силвинит (Na, K)Cl, каинит (см. КАИНИТ)
KCl MgSO 4 3H 2 O, бишофит (см. БИШОФИТ)
MgCl 2 ·6H 2 O и много други. Хлорът може да се намери в различни скали и почви.
Касова бележка
За получаване на хлорен газ се използва електролиза на силен воден разтвор на NaCl (понякога се използва KCl). Електролизата се извършва с помощта на катионобменна мембрана, разделяща катодното и анодното пространство. Освен това, поради процеса
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
три ценни химически продукта се получават наведнъж: хлор на анода, водород на катода (см. ВОДОРОД)
, а основата се натрупва в електролизера (1,13 тона NaOH за всеки тон произведен хлор). Производството на хлор чрез електролиза изисква големи количества електроенергия: за производството на 1 тон хлор се изразходват от 2,3 до 3,7 MW.
За получаване на хлор в лабораторията те използват реакцията на концентрирана солна киселина с всеки силен окислител (калиев перманганат KMnO 4, калиев дихромат K 2 Cr 2 O 7, калиев хлорат KClO 3, белина CaClOCl, манганов (IV) оксид MnO 2 ). Най-удобно е да използвате калиев перманганат за тези цели: в този случай реакцията протича без нагряване:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
При необходимост хлорът във втечнено състояние (под налягане) се транспортира в железопътни цистерни или в стоманени бутилки. Бутилките с хлор имат специална маркировка, но дори и без нея цилиндърът с хлор може лесно да се различи от бутилките с други нетоксични газове. Дъното на бутилките с хлор е оформено като полусфера и цилиндър с течен хлор не може да бъде поставен вертикално без опора.
Физични и химични свойства
При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ, плътността на газа при 25°C е 3,214 g/dm 3 (около 2,5 пъти плътността на въздуха). Точката на топене на твърдия хлор е –100,98°C, точката на кипене е –33,97°C. Стандартният електроден потенциал Cl 2 /Cl - във воден разтвор е +1,3583 V.
В свободно състояние той съществува под формата на двуатомни Cl 2 молекули. Междуядреното разстояние в тази молекула е 0,1987 nm. Електронният афинитет на молекулата Cl 2 е 2,45 eV, йонизационният потенциал е 11,48 eV. Енергията на дисоциация на молекулите Cl 2 в атоми е относително ниска и възлиза на 239,23 kJ/mol.
Хлорът е слабо разтворим във вода. При температура 0°С разтворимостта е 1,44 тегл.%, при 20°С - 0,711°С тегл.%, при 60°С - 0,323 тегл. %. Разтвор на хлор във вода се нарича хлорна вода. В хлорна вода се установява равновесие:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
За да се измести това равновесие наляво, т.е. да се намали разтворимостта на хлора във вода, към водата трябва да се добави или натриев хлорид NaCl, или някаква нелетлива силна киселина (например сярна).
Хлорът е силно разтворим в много неполярни течности. Самият течен хлор служи като разтворител за вещества като BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
Поради ниската енергия на дисоциация на Cl 2 молекулите в атоми и високия електронен афинитет на хлорния атом, химически хлорът е силно активен. Той реагира директно с повечето метали (включително, например злато) и много неметали. Така че, без нагряване, хлорът реагира с алкали (см. АЛКАЛНИ МЕТАЛИ)
и алкалоземни метали (см.АЛКАЛНОЗЕМНИ МЕТАЛИ), с антимон:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
При нагряване хлорът реагира с алуминий:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
и желязо:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Хлорът реагира с водород H2 или при запалване (хлорът гори тихо във водородна атмосфера), или когато смес от хлор и водород се облъчи с ултравиолетова светлина. В този случай се появява газ хлороводород HCl:
Н2 + С12 = 2НС1.
Разтвор на хлороводород във вода се нарича солна киселина (см. СОЛНА КИСЕЛИНА)
(солна киселина. Максималната масова концентрация на солна киселина е около 38%. Соли на солната киселина - хлориди (см. ХЛОРИДИ)
, например амониев хлорид NH 4 Cl, калциев хлорид CaCl 2, бариев хлорид BaCl 2 и други. Много хлориди са силно разтворими във вода. Сребърният хлорид AgCl е практически неразтворим във вода и в киселинни водни разтвори. Качествена реакция на наличието на хлоридни йони в разтвор е образуването на бяла утайка от AgCl с Ag + йони, практически неразтворими в среда на азотна киселина:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
При стайна температура хлорът реагира със сяра (образува се така нареченият серен монохлорид S 2 Cl 2) и флуор (образуват се съединенията ClF и ClF 3). При нагряване хлорът взаимодейства с фосфор (образувайки, в зависимост от условията на реакция, съединения PCl 3 или PCl 5), арсен, бор и други неметали. Хлорът не реагира директно с кислород, азот, въглерод (многобройни хлорни съединения с тези елементи се получават индиректно) и инертни газове (напоследък учените откриха начини да активират такива реакции и да ги извършат „директно“). С други халогени хлорът образува интерхалогенни съединения, например много силни окислители - флуориди ClF, ClF 3, ClF 5. Окислителната способност на хлора е по-висока от тази на брома, така че хлорът измества бромидния йон от бромидни разтвори, например:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлорът претърпява реакции на заместване с много органични съединения, например с метан CH4 и бензен C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl или C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Хлорната молекула е способна да се прикрепи чрез множество връзки (двойни и тройни) към органични съединения, например към етилен C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
Хлорът взаимодейства с водни разтвори на алкали. Ако реакцията протича при стайна температура, се образуват хлорид (например калиев хлорид KCl) и хипохлорит (см. ХИПОХЛОРИТИ)
(например калиев хипохлорит KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Когато хлорът взаимодейства с горещ (температура около 70-80°C) алкален разтвор, се образуват съответните хлорид и хлорат (см. ХЛОРАТИ)
, Например:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
Когато хлорът взаимодейства с мокра суспензия от калциев хидроксид Ca(OH) 2, се образува белина (см. ИЗБЕЛВАЩ ПРАХ)
(„белина“) CaClOCl.
Степента на окисление на хлора +1 съответства на слаба, нестабилна хипохлорна киселина (см. Хипохлорна киселина)
HClO. Солите му са хипохлорити, например NaClO - натриев хипохлорит. Хипохлоритите са силни окислители и се използват широко като избелващи и дезинфекционни средства. Когато хипохлоритите, по-специално белина, взаимодействат с въглероден диоксид CO 2, наред с други продукти се образува летлива хипохлорна киселина. (см. Хипохлорна киселина)
, който може да се разложи до освобождаване на хлорен оксид (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Именно миризмата на този газ, Cl 2 O, е характерната миризма на „белина“.
Степента на окисление на хлор +3 съответства на ниско стабилна киселина със средна сила HClO 2. Тази киселина се нарича хлорна киселина, нейните соли се наричат хлорити (см. ХЛОРИТИ (соли))
, например NaClO 2 - натриев хлорит.
Степента на окисление на хлор +4 съответства само на едно съединение - хлорен диоксид ClO 2.
Степента на окисление на хлора +5 съответства на силна, стабилна само във водни разтвори при концентрации под 40%, перхлорна киселина (см. Хипохлорна киселина)
HClO 3. Неговите соли са хлорати, например калиев хлорат KClO 3.
Степента на окисление на хлора +6 съответства само на едно съединение - хлорен триоксид ClO 3 (съществува под формата на димер Cl 2 O 6).
Степента на окисление на хлора +7 съответства на много силна и сравнително стабилна перхлорна киселина (см. ПЕРХЛОРНА КИСЕЛИНА)
HClO 4. Солите му са перхлорати (см. ПЕРХЛОРАТИ)
, например амониев перхлорат NH4ClO4 или калиев перхлорат KClO4. Трябва да се отбележи, че перхлоратите на тежки алкални метали - калий и особено рубидий и цезий - са слабо разтворими във вода. Оксидът, съответстващ на степента на окисление на хлора, е +7 - Cl 2 O 7.
Сред съединенията, съдържащи хлор в положителни степени на окисление, хипохлоритите имат най-силни окислителни свойства. За перхлоратите окислителните свойства не са характерни.
Приложение
Хлорът е един от най-важните продукти на химическата промишленост. Световното му производство възлиза на десетки милиони тонове годишно. Хлорът се използва за производство на дезинфектанти и избелващи средства (натриев хипохлорит, белина и други), солна киселина, хлориди на много метали и неметали, много пластмаси (поливинилхлорид (см. ПОЛИВИНИЛ ХЛОРИД)
и други), хлорсъдържащи разтворители (дихлороетан CH 2 ClCH 2 Cl, въглероден тетрахлорид CCl 4 и др.), за отваряне на руди, разделяне и пречистване на метали и др. Хлорът се използва за дезинфекция на вода (хлориране (см. ХЛОРИРАНЕ)
) и за много други цели.
Биологична роля
Хлорът е един от най-важните биогенни елементи (см. БИОГЕННИ ЕЛЕМЕНТИ)
и е част от всички живи организми. Някои растения, така наречените халофити, не само могат да растат в силно солени почви, но също така натрупват големи количества хлориди. Известни са микроорганизми (халобактерии и др.) и животни, които живеят в условия на висока соленост. Хлорът е един от основните елементи на водно-солевия метаболизъм при животните и хората, определящ физико-химичните процеси в тъканите на тялото. Участва в поддържането на киселинно-алкалния баланс в тъканите, осморегулацията (см. ОСМОРЕГУЛАЦИЯ)
(хлорът е основното осмотично активно вещество в кръвта, лимфата и други телесни течности), намирайки се главно извън клетките. В растенията хлорът участва в окислителните реакции и фотосинтезата.
Човешката мускулна тъкан съдържа 0,20-0,52% хлор, костната тъкан - 0,09%; в кръвта - 2,89 g/l. Тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 kg) съдържа 95 g хлор. Всеки ден човек получава 3-6 g хлор от храната, което повече от покрива нуждата от този елемент.
Характеристики на работа с хлор
Хлорът е отровен задушлив газ, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан и задушаване. Има дразнещо действие върху дихателните пътища при концентрация във въздуха около 0,006 mg/l. Хлорът е една от първите химически отрови (см. ОТРОВНИ ВЕЩЕСТВА)
, използвани от Германия през Първата световна война. Когато работите с хлор, трябва да използвате защитно облекло, противогаз и ръкавици. За кратко време можете да защитите дихателните органи от навлизането на хлор в тях с платнена превръзка, навлажнена с разтвор на натриев сулфит Na 2 SO 3 или натриев тиосулфат Na 2 S 2 O 3. Максимално допустимата концентрация на хлор във въздуха на работните помещения е 1 mg/m 3, във въздуха на населените места 0,03 mg/m 3.