Елемент VII підгрупи Періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. На зовнішньому рівні – 7 електронів, тому при взаємодії із відновниками, хлор показує свої окисні властивості, притягуючи до себе електрон металу.
Фізичні властивості хлору.
Хлор є жовтим газом. Має різкий запах.
Хімічні характеристики хлору.
Вільний хлордуже активний. Він реагує з усіма простими речовинами, крім кисню, азоту та благородних газів:
Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 + Q.
При взаємодії з воднем при кімнатної температури реакції практично немає, але як тільки освітлення виступає як зовнішній вплив, виникає ланцюгова реакція, яка знайшла своє застосування в органічній хімії.
При нагріванні хлор здатний витіснити йод або бром із їх кислот:
Cl 2 + 2 HBr = 2 HCl + Br 2 .
З водою хлор реагує, частково розчиняючись у ній. Цю суміш називають хлорною водою.
Реагує з лугами:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O (холод),
Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (нагрівання).
Одержання хлору.
1. Електроліз розплаву хлориду натрію, що протікає за такою схемою:
2. Лабораторний спосіб одержання хлору:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.
Основним промисловим методом одержання є концентрованого NaCl (рис. 96). При цьому виділяється (2Сl' – 2e– = Сl 2), а в катодному просторі виділяється (2Н · + 2e – = H 2) і утворює NaOH.
При лабораторному отриманні зазвичай користуються дією МnО 2 або КМnО 4 на :
МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Cl 2 + 2Н 2 О
2КМnО 4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 О
За своєю характерною хімічною функцією подібний - він також є активним одновалентним металоїдом. Однак його менше, ніж у . Тому останній здатний витісняти зі з'єднань.
Взаємодія з Н 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 ккал
при звичайних умовах протікає вкрай повільно, але при нагріванні суміші або її сильному освітленні (прямим сонячним світлом, що горить тощо) супроводжується .
NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl
NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl
Перша їх частково протікає вже за нормальних умов і майже націло – при слабкому нагріванні; друга здійснюється лише за вищих. Для проведення процесу служать механічні продуктивності.
Сl 2 + Н 2 О = НСl + НОСl
Будучи з'єднанням нестійким, НОСl повільно розкладається навіть у такому розведеному . називаються хлорноватистокислими, або . Сама НОСl та її є дуже сильними.
Домогтися цього найпростіше додаванням до реакційної суміші. Оскільки в міру утворення Н зв'язуватимуться ВІН" у недисоційовані , зміститься вправо. Застосовуючи, наприклад, NaOH маємо:
Сl 2 + Н 2 Про<–––>НОСl + НСl
HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O
або загалом:
Сl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н 2 О
В результаті взаємодії з виходить, отже, суміш хлорнуватистої і . Утворюється (« ») має сильні окислювальні властивості і широко застосовується для відбілювання і .
Хлорна (інакше, білильна) є білим, що володіє сильними окислювальними властивостями. Вона застосовується для біління та дезінфекції, а також служить одним з основних дегазаторів, тобто засобів для знищення бойових.
P-елементи, типові, неметали (астат – напівметал), галогени.
Електронна діаграма елемента Hal (Hal ≠ F):
Для елементів підгрупи VIIA характерні такі валентності:
Таблиця 2. Валентність
3. Для елементів підгрупи VIIA характерні такі ступені окислення:
Таблиця 3. Ступені окиснення елементів
Характеристика хімічного елемента
Хлор – елемент VII групи. Порядковий номер 17
Відносна атомна маса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
Кількість протонів, нейтронів, електронів: 17,18,17
Будова атома:
Електронна формула:
Типові ступені окислення: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Енергія іонізації: 1254,9 (13,01) кДж/моль (еВ)
Спорідненість до електрона: 349 (кДж/моль)
Електронегативність за Полінгом: 3,20
Характеристика простої речовини
Тип зв'язку: ковалентна неполярна
Молекула двоатомна
Ізотопи: 35 Cl (75,78 %) та 37 Cl (24,22 %)
Тип кристалічних ґрат: молекулярна
Термодинамічні параметри
Таблиця 4
Фізичні властивості
Таблиця 5
Хімічні властивості
Водний розчин хлору великою мірою зазнає дисмутації («хлорна вода»)
1 стадія: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl
2 стадія: HOCl = HCl + [О] – атомарний кисень
Окислювальна здатність у підгрупі зменшується від фтору до йоду = ˃
Хлор сильний окислювач:
1. Взаємодія із простими речовинами
a) з воднем:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
б) з металами:
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
в) з деякими менш електронегативними неметалами:
3Cl 2 + 2P = 2PCl 3
Cl 2 + S = SCl 2
З киснем, вуглецем та азотом хлор безпосередньо не реагує!
2. Взаємодія зі складними речовинами
а) з водою: див.
б) із кислотами: не реагує!
в) із розчинами лугів:
на холоді: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O
при нагріванні: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
д) з багатьма органічними речовинами:
Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl
Найважливіші сполуки хлору
Хлороводень, хлористий водень(HCl) - безбарвний, термічно стійкий газ (за нормальних умов) з різким запахом, що димить у вологому повітрі, легко розчиняється у воді (до 500 об'ємів газу на один об'єм води) з утворенням хлороводневої (соляної) кислоти. При -114,22 °C HCl переходить у твердий стан. У твердому стані хлороводень існує у вигляді двох кристалічних модифікацій: ромбічної, стійкої нижче та кубічної.
Водний розчин хлористого водню називається соляною кислотою. При розчиненні у воді протікають такі процеси:
HCl г + H 2 O ж = H 3 O + ж + Cl − ж
Процес розчинення дуже екзотермічний. З водою HCl утворює азеотропну суміш. Є сильною одноосновною кислотою. Енергійно взаємодіє з усіма металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню, з основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворюючи солі - хлориди:
Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2
FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O
При дії сильних окислювачів або при електролізі хлороводень виявляє відновлювальні властивості:
MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
При нагріванні хлороводень окислюється киснем (каталізатор - хлорид міді(II) CuCl 2):
4 HCl + O 2 → 2 H 2 O +2 Cl 2
Однак концентрована соляна кислота реагує з міддю, при цьому утворюється комплекс одновалентної міді:
2 Cu + 4 HCl → 2 H + H 2
Суміш 3 об'ємних частин концентрованої соляної та 1 об'ємної частки концентрованої азотної кислот називається «царською горілкою». Царська горілка здатна розчиняти навіть золото та платину. Висока окисна активність царської горілки обумовлена присутністю в ній хлористого нітрозилу та хлору, що знаходяться в рівновазі з вихідними речовинами:
4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O
Завдяки високій концентрації хлорид-іонів у розчині метал зв'язується в хлоридний комплекс, що сприяє його розчиненню:
3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O
Для хлороводню також характерні реакції приєднання до кратних зв'язків (електрофільне приєднання):
R-CH = CH 2 + HCl → R-CHCl-CH 3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl 2 -CH 3
Оксиди хлору- неорганічні хімічні сполуки хлору та кисню, загальною формулою: Cl х O у.
Хлор утворює такі оксиди: Cl 2 O, Cl 2 O 3 , ClO 2 , Cl 2 O 4 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Крім того, відомі: короткоживучий радикал ClO, радикал пероксид хлору ClOO і радикал тетраоксид хлору ClO 4 .
Нижче в таблиці представлені властивості стійких оксидів хлору:
Таблиця 6
| Властивість | Cl 2 O | ClO 2 | ClOClO 3 | Cl 2 O 6 (ж)↔2ClO 3 (г) | Cl 2 O 7 |
| Колір та стан при кімн. температурі | Жовто-коричневий газ | Жовто-зелений газ | Світло-жовта рідина | Темно-червона рідина | Безбарвна рідина |
| Ступінь окислення хлору | (+1) | (+4) | (+1), (+7) | (+6) | (+7) |
| Т. пл., ° C | −120,6 | −59 | −117 | 3,5 | −91,5 |
| Т. кіп., °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 | - | - |
| Дипольний момент μ, Д | 0,78±0,08 | 1,78±0,01 | - | - | 0,72±0,02 |
Оксид хлору (I),оксид дихлору, ангідрид хлорнуватистої кислоти - з'єднання хлору в ступені окислення +1 з киснем.
У нормальних умовах є буро-жовтий газ з характерним запахом, що нагадує запах хлору. При температурах нижче 2 °C – рідина золотисто-червоного кольору. Отруйний: вражає дихальні шляхи. Мимоволі повільно розкладається:
При великих концентраціях вибухонебезпечний. Щільність за нормальних умов 3,22 кг/м³. Розчиняється у чотирихлористому вуглеці. Добре розчинний у воді з утворенням слабкої хлорноватої кислоти:
Швидко реагує з лугами:
Cl 2 O + 2NaOH (розб.) = 2NaClO + H 2 O
Діоксид хлору- Кислотний оксид. При розчиненні у воді утворюються хлориста та хлорнувата кислоти (реакція диспропорціонування). Розведені розчини стійкі у темряві, на світлі повільно розкладаються:
Діоксид хлору- оксид хлору ( IV), з'єднання хлору та кисню, формула: ClO 2 .
У нормальних умовах ClO 2 - газ червонувато-жовтого кольору з характерним запахом. При температурах нижче 10 °C ClO 2 є рідиною червоно-коричневого кольору. Малостійкий, вибухає на світлі, при контактах з окислювачами та при нагріванні. Добре розчинний у воді. Через вибухонебезпечність діоксид хлору неможливо зберігати у вигляді рідини.
Кислотний оксид. При розчиненні у воді утворюються хлориста та хлорнувата кислоти (реакція диспропорціонування). Розведені розчини стійкі у темряві, на світлі повільно розкладаються:
Хлориста кислота, що утворюється, дуже нестійка і розкладається:
Виявляє окисно-відновні властивості.
2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (розб.) + 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 реагує з багатьма органічними сполуками і виступає окислювачем середньої сили.
Хлорновата кислота- HClO, дуже слабка одноосновна кислота, у якій хлор має ступінь окиснення +1. Існує лише у розчинах.
У водних розчинах хлорновата кислота частково розпадається на протон і гіпохлорит-аніон ClO − :
Нестійка. Хлорновата кислота та її солі - гіпохлорити- сильні окисники. Реагує з соляною кислотою HCl, утворюючи молекулярний хлор:
HClO + NaOH (розб.) = NaClO + H 2 O 
Хлориста кислота- HClO 2 одноосновна кислота середньої сили.
Хлориста кислота НClO 2 у вільному вигляді нестійка, навіть у розведеному водному розчині вона швидко розкладається:
Нейтралізується лугами.
HClO 2 + NaOH (розб. хол.) = NaClO 2 + H 2 O
Ангідрид цієї кислоти невідомий.
Розчин кислоти одержують з її солей - хлоритів, що утворюються в результаті взаємодії ClO 2 з лугом:
Виявляє окислювально – відновлювальні властивості.
5HClO 2 + 3H 2 SO 4 (розб.) + 2KMnO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Хлорна кислота- HClO 3 сильна одноосновна кислота, в якій хлор має ступінь окислення +5. У вільному вигляді не отримано; у водних розчинах при концентрації нижче 30% на холоді досить стійка; у більш концентрованих розчинах розпадається:
Хлорна кислота - сильний окислювач; окислювальна здатність збільшується зі зростанням концентрації та температури. HClO 3 легко відновлюється до соляної кислоти:
HClO 3 + 5HCl (конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O
HClO 3 + NaOH (розб.) = NaClO 3 + H 2 O
При пропущенні суміші SO 2 і повітря крізь сильнокислий розчин утворюється діоксид хлору:
У 40%-ної хлорнуватий кислоті займається, наприклад, фільтрувальний папір.
8. Знаходження у природі:
У земній корі хлор - найпоширеніший галоген. Оскільки хлор дуже активний, у природі він зустрічається лише у вигляді сполук у складі мінералів.
Таблиця 7. Знаходження у природі
Таблиця 7. Мінеральні форми
Найбільші запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів.
Отримання
Хімічні методи одержання хлору малоефективні та затратні. На сьогоднішній день мають переважно історичне значення. Може бути отриманий при взаємодії калію перманганату з соляною кислотою:
Метод Шееле
Спочатку промисловий спосіб одержання хлору ґрунтувався на методі Шееле, тобто реакції піролюзиту із соляною кислотою:
Метод Дикона
Метод одержання хлору каталітичним окисленням хлороводню киснем повітря.
Електрохімічні методи
Сьогодні хлор у промислових масштабах одержують разом із гідроксидом натрію та воднем шляхом електролізу розчину кухонної солі, основні процеси якого можна представити сумарною формулою:
Застосування
· Віконний профіль, виготовлений з хлорсодержащих полімерів
· Основним компонентом відбілювачів є Лабарракова вода (гіпохлорит натрію)
· У виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку.
· Виробництво хлорорганічних. На отримання засобів захисту рослин витрачається значна частина хлору, що виробляється. Один із найважливіших інсектицидів – гексахлорциклогексан (часто званий гексахлораном).
· Використовувався як бойова отруйна речовина, а також для виробництва інших бойових отруйних речовин: іприт, фосген.
· Для знезараження води – «хлорування».
· У харчовій промисловості зареєстрований як харчова добавка E925.
· У хімічному виробництві соляної кислоти, хлорного вапна, бертолетової солі, хлоридів металів, отрут, ліків, добрив.
· У металургії для виробництва чистих металів: титану, олова, танталу, ніобію.
· Як індикатор сонячних нейтринів у хлор-аргонних детекторах.
Багато розвинених країн прагнуть обмежити використання хлору в побуті, у тому числі тому, що при спалюванні сміття, що містить хлор, утворюється значна кількість діоксинів.
Хлор(Лат. Chlorum), Cl, хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до сімейства галогенів. При нормальних умовах (0°С, 0,1 Мн/м 2 або 1 кгс/см 2 ) жовто-зелений газ з різким запахом, що дратує. Природний хлор складається з двох стабільних ізотопів: 35 Сl (75,77%) та 37 Cl (24,23%). Штучно отримані радіоактивні ізотопи з масовими числами 31-47, зокрема: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 з періодами напіврозпаду (T?) відповідно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1 · 105 років; 37,3, 55,5 та 1,4 хв. 36Cl та 38Cl використовуються як ізотопні індикатори.
Атом хлору. +17 Cl)2)8)7 схема будови атома. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 це електронна формула. Атом розташовується у III періоді, і має три енергетичні рівні. Атом розташовується у VII групі, головній підгрупі – на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів
Поширення Хлору у природі. Хлор зустрічається у природі лише як сполук. Середній вміст Хлору в земній корі (кларк) 1,7 10 -2 % по масі, в кислих вивержених породах-гранітах та інших 2,4 10 -2 , в основних та ультраосновних 5 10 -3 . Основну роль історії Хлора у земної корі грає водна міграція. У вигляді іона Cl - він міститься у Світовому океані (1,93%), підземних розсолах та соляних озерах. Число власних мінералів (переважно природних хлоридів) 97, головний їх галить NaCl (Кам'яна сіль). Відомі також великі родовища хлоридів калію і магнію і змішаних хлоридів: сильвін КCl, сильвініт (Na,K)Cl, карналіт KCl·MgCl 2 · 6H 2 O, каїніт KCl·MgSO 4 ·3H 2 O, бішофіт MgCl 2 ·6H 2 O .В історії Землі велике значення мало надходження міститься в вулканічних газах НCl у верхні частини земної кори.
Отримання Хлора. Хлор почали виробляти в промисловості в 1785 взаємодією соляної кислоти з оксидом марганцю (II) або піролюзитом. У 1867 році англійський хімік Г. Дікон розробив спосіб отримання Хлору окисленням НСl киснем повітря в присутності каталізатора. З кінця 19 - початку 20 століття хлор отримують електролізом водних розчинів хлоридів лужних металів. За цими методами виробляється 90-95% Хлору у світі. Невеликі кількості хлору виходять попутно при виробництві магнію, кальцію, натрію та літію електролізом розплавлених хлоридів. Застосовуються два основні методи електролізу водних розчинів NaCl: 1) в електролізерах з твердим катодом і пористою діафрагмою, що фільтрує; 2) у електролізерах з ртутним катодом. За обома методами на графітовому або окисному титано-рутеновому аноді виділяється газоподібний хлор. За першим методом на катоді виділяється водень і утворюється розчин NaOH і NaCl, з якого подальшою переробкою виділяють каустичну товарну соду. За другим методом на катоді утворюється амальгама натрію, при її розкладанні чистою водою в окремому апараті утворюються розчин NaOH, водень і чиста ртуть, яка знову йде у виробництво. Обидва методи дають на 1 т хлору 1,125 т NaOH.
Електроліз з діафрагмою вимагає менших капіталовкладень для організації виробництва Хлору, що дає більш дешевий NaOH. Метод з ртутним катодом дозволяє отримувати дуже чистий NaOH, але втрати ртуті забруднюють довкілля.
Фізичні властивості хлору. Хлор має t кіп -34,05 ° С, t пл -101 ° С. Щільність газоподібного хлору при нормальних умовах 3,214 г/л; насиченої пари при 0°З 12,21 г/л; рідкого хлору при температурі кипіння 1,557 г/см 3 ; твердого Хлору при - 102°З 1,9 г/см 3 . Тиск насиченої пари Хлора при 0°С 0,369; при 25°З 0,772; при 100°З 3,814 Мн/м 2 або відповідно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавлення 90,3 кДж/кг (21,5 кал/г); теплота випаровування 288 кДж/кг (68,8 кал/г); теплоємність газу при постійному тиску 0,48 кдж/(кг К) . Критичні константи Хлору: температура 144°С, тиск 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2 ), щільність 573 г/л, питомий об'єм 1,745 10 -3 л/р. Розчинність (в г/л) Хлору при парціальному тиску 0,1 Мн/м 2 або 1 кгс/см 2 у воді 14,8 (0°С), 5,8 (30°С), 2,8 ( 70 ° С); у розчині 300 г/л NaCl 1,42 (30°С), 0,64 (70°С). Нижче 9,6°З водних розчинах утворюються гідрати Хлору змінного складу Cl 2 ·nН 2 Про (де n = 6-8); це жовті кристали кубічної сингонії, що розкладаються при підвищенні температури на хлор і воду. Хлор добре розчиняється в TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 і деяких органічних розчинниках (особливо в гексані 6 H 14 і чотирихлористому вуглеці CCl 4). Молекула Хлору двоатомна (Cl2). Ступінь термічної дисоціації Cl 2 + 243кдж = 2Cl при 1000 К дорівнює 2,07 10 -4 %, при 2500 К 0,909%.
Хлор – важкий (у 2,5 рази важчий за повітря) жовто-зелений газ. При невисоких тисках хлор близький до ідеальних газів: 1 моль хлору за нормальних умов займає об'єм 22,06 л. При охолодженні до -34 ° С хлор зріджується, а при -101 ° С він твердне. Температуру зрідження газоподібного хлору легко підвищити, якщо збільшити тиск; так при тиску 5 атм хлор кипить вже за +10,3° С.
Хлор у своїх сполуках може виявляти всі ступені окислення – від –1 до +7. З киснем хлор утворює ряд оксидів, всі вони в чистому вигляді нестабільні та вибухонебезпечні: Cl2O – жовто-жовтогарячий газ, ClO2 – жовтий газ (нижче 9,7 про С – яскраво-червона рідина), перхлорат хлору Cl2O 4 (ClO–ClO 3 , світло -жовта рідина), Cl2O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3 , яскраво-червона рідина), Cl2O 7 – безбарвна вибухова рідина. За низьких температур отримані нестабільні оксиди Cl2O 3 і ClO3. Оксид ClO2 виробляється у промисловому масштабі і використовується замість хлору для відбілювання целюлози та знезараження питної води та стічних вод. З іншими галогенами хлор утворює ряд так званих міжгалогенних сполук, наприклад, ClF, ClF3, ClF 5 BrCl, ICl, ICl 3 .
Хімічні властивості хлору. Хлор непогано розчиняється у воді: при 10 ° С в 1 л води розчиняється 3,15 л хлору, при 20 ° С - 2,3 л. Розчин, що утворюється, зазвичай називають хлорною водою. Якщо наситити хлором при атмосферному тиску холодну (нижче 9,6° С) воду, з розчину виділяються жовтуваті кристали складу Cl2·6H 2 O. Такі кристали гідрату хлору утворюються при охолодженні вологого газоподібного хлору. Хімічно хлор дуже активний. Він реагує майже з усіма речовинами, навіть із платиною (при температурах вище 560 ° С). А у хлорній воді розчиняється і золото. У 1869 році професор хімії в Единбурзі Джемс Альфред Уанклін зауважив, що добре висушений хлор не діє на залізо і деякі інші метали. В результаті з'явилася можливість зберігати рідкий безводний хлор у сталевих балонах. Хлор активно та з виділенням значної кількості тепла реагує з воднем:
Cl 2 + H 2 2HCl + 184 кДж. Реакція йде за ланцюговим механізмом, і якщо швидкість її ініціювання велика (сильне освітлення ультрафіолетовим або синьо-фіолетовим світлом, нагрівання до високої температури), суміш газів (якщо хлору в ній міститься більше 11,5 і менше 95%) вибухає
У водному розчині хлор частково та досить повільно реагує з водою; при 25° З рівновагу: Cl2 + H 2 O HClO + HCl встановлюється протягом двох діб. Хлорновата кислота на світлі розкладається: HClO HCl + O. Саме атомарному кисню приписують відбілюючий ефект (абсолютно сухий хлор такою здатністю не має).
Зовнішня електронна конфігурація атома Cl3s2Зр5. Відповідно до цього Хлор у сполуках виявляє ступені окислення -1, +1, +3, +4, +5, +6 та +7. Ковалентний радіус атома 0,99 Å, іонний радіус Cl - 1.82 Å, спорідненість атома Хлору до електрона 3,65 ев, енергія іонізації 12,97 ев.
Хімічно Хлор дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні) та з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворюючи відповідні хлориди, вступає в реакцію з багатьма сполуками, заміщає у граничних вуглеводнях і приєднується до ненасичених сполук. Хлор витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами; зі сполук Хлора із цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали у присутності слідів вологи взаємодіють із Хлором із запаленням, більшість металів реагує із сухим Хлором тільки при нагріванні. Сталь, а також деякі метали стійки в атмосфері сухого хлору в умовах невисоких температур, тому їх використовують для виготовлення апаратури та сховищ для сухого хлору. Фосфор спалахує в атмосфері Хлору, утворюючи РCl 3 , а при подальшому хлоруванні - РСl 5 ; сірка з хлором при нагріванні дає S 2 Cl 2 , SCl 2 та інші S n Cl m . Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють із Хлором. Суміш Хлора з воднем горить безбарвним чи жовто-зеленим полум'ям із заснуванням хлористого водню (це ланцюгова реакція).
Максимальна температура воднево-хлорного полум'я становить 2200°С. Суміші Хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,5% Н 2 вибухонебезпечні.
З киснем Хлор утворює оксиди: Cl 2 Про, СlO 2 , Cl 2 Про 6 , Сl 2 Про 7 , Cl 2 Про 8 а також гіпохлорити (солі хлорнуватистої кислоти), хлорити, хлорати і перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Оксиди Хлору малостійкі і можуть спонтанно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати та перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів.
Хлор у воді гідролізується, утворюючи хлорнуватисту та соляну кислоти: Cl 2 + Н 2 О = НClО + НCl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоді утворюються гіпохлорити та хлориди: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + Н 2 Про, а при нагріванні - хлорати. Хлоруванням сухого гідрооксиду кальцію отримують хлорне вапно.
При взаємодії аміаку з хлором утворюється трихлористий азот. При хлоруванні органічних сполук Хлор або заміщає водень, або приєднується по кратних зв'язках, утворюючи різні органічні сполуки, що містять хлор.
Хлор утворює з іншими галогенами міжгалогенні сполуки. Фториди ClF, ClF 3 , ClF 3 дуже реакційні; наприклад, в атмосфері ClF 3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем і фтором - оксифториди Хлору: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 та перхлорат фтору FClO 4 .
Біологічна роль хлору.
Хлор - один із біогенних елементів, постійний компонент тканин рослин та тварин. Зміст Хлору в рослинах (багато Хлору в галофітах) - від тисячних часток відсотка до цілих відсотків, у тварин - десяті та соті частки відсотка. Добова потреба дорослої людини у Хлорі (2-4 г) покривається за рахунок харчових продуктів. З їжею Хлор надходить зазвичай надлишку у вигляді хлориду натрію і хлориду калію. Особливо багаті на Хлор хліб, м'ясні та молочні продукти. В організмі тварин Хлор – основна осмотично активна речовина плазми крові, лімфи, спинномозкової рідини та деяких тканин. Відіграє роль водно-сольовому обміні, сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з іншими процесами шляхом зміни у розподілі Хлору між кров'ю та іншими тканинами. Хлор бере участь в енергетичному обміні рослин, активуючи як окисне фосфорилювання, так і фотофосфорилювання. Хлор позитивно впливає поглинання корінням кисню. Хлор необхідний освіти кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами. До складу більшості поживних середовищ для штучного культивування рослин хлор не входить. Можливо, для розвитку рослин досить малі концентрації Хлору.
Отруєння Хлором можливі у хімічній, целюлозно-паперовій, текстильній, фармацевтичній промисловості та інших. Хлор дратує слизові оболонки очей та дихальних шляхів. До первинних запальних змін зазвичай приєднується вторинна інфекція. Гостро отруєння розвивається майже негайно. При вдиханні середніх та низьких концентрацій Хлор відзначаються сором і біль у грудях, сухий кашель, прискорене дихання, різь в очах, сльозотеча, підвищення вмісту лейкоцитів у крові, температури тіла тощо. Можливі бронхопневмонія, токсичний набряк легень, депресивні стани . У легких випадках одужання настає через 3-7 діб. Як віддалені наслідки спостерігаються катари верхніх дихальних шляхів, рецидивуючий бронхіт, пневмосклероз та інші; можлива активізація туберкульозу легень. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій Хлору спостерігаються аналогічні, але повільно розвиваються форми захворювання. Профілактика отруєнь: герметизація виробництв, обладнання, ефективна вентиляція, при необхідності використання протигазу. Виробництво Хлору, хлорного вапна та інших сполук, що містять хлор, відноситься до виробництва зі шкідливими умовами праці.
Найважливіші сполуки хлору.
З'єднання хлору зі ступенем окиснення -1.
Хлористий водень (соляна кислота) HCl.Міститься у вулканічних газах та водах, у шлунковому соку. Є безбарвним газом, повітря димить внаслідок утворення з парами води крапельок туману. Має різкий запах, сильно дратує верхні дихальні шляхи, має дуже кислий смак. t пл =-112 про З, t кип =-84 про З. Щільність газоподібного хлористого водню щодо повітря за 0 про С дорівнює 1,3601. Хімічні властивості залежать від того, в якому стані він знаходиться (можливо в газоподібному, рідкому стані або в розчині). У розчині HCl є сильна кислота. Витісняє слабші кислоти з їхніх солей. Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 про дорівнює 426,15 Cм. см 2 /моль. Застосовують для отримання водню, хлору, хлоридів, різних органічних сполук, аналітичної хімії, металургії і т.д.
З'єднання хлору зі ступенем окиснення +1.
Оксид хлору (I) Cl 2 O.Газ буро-жовтого кольору з різким запахом. t пл = -116 про З, t кип = 2 про З. Вражає дихальні органи. Щільність щодо повітря дорівнює 3,007. Легко розчиняється у воді, утворюючи хлорнувату кислоту. При +4 про Згущується в рідину золотаво-червоного кольору. Дуже нестійке з'єднання, що розкладається з вибухом. Отримують методом Пелуза при взаємодії HgO із хлором.
Хлорнувата кислота HClO.Існує лише у розчинах. Це слабка та нестійка кислота. Легко розкладається на соляну кислоту та кисень. Сильний окислювач. Утворюється під час розчинення хлору у воді.
З'єднання хлору зі ступенем окиснення +3.
Хлориста кислота HClO 2 . У вільному вигляді нестійка, навіть у розведеному водяному розчині вона швидко розкладається. У водному розчині хлориста кислота – це кислота середньої сили. Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 про дорівнює 401,8 Cм. см 2 /моль.
З'єднання хлору зі ступенем окиснення +4.
Оксид хлору (IV) ClO 2 . Зеленувато-жовтий газ із неприємним (різким) запахом, щільність щодо повітря дорівнює 2,315. t кип =11 про З, t пл =-59 про З. Газ легко скраплюється в червоно-коричневу рідину. При +65оС розкладається з вибухом. Фосфор, миш'як і сірка розкладають СlO 2 розкладання відбувається з вибухом. Є сильним окислювачем. У лабораторії отримують дією концентрованої сірчаної кислоти на бертолетову сіль.
З'єднання хлору зі ступенем окиснення +5.
Хлорна кислота HClO 3 . У вільному вигляді нестабільна: диспропорціонує ClO 2 і HClO 4 . Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 про дорівнює 414,4 Cм. см 2 /моль. Отримують дією на її солі розведеної сірчаної кислоти.
З'єднання хлору зі ступенем окиснення +7.
Хлорна кислота HClO 4 . t пл =-101 про З, t кип =16 про З. У водних розчинах хлорна кислота - найстійкіша з усіх кисневмісних кислот хлору. Безводна хлорна кислота, яку отримують за допомогою концентрованої сірчаної кислоти з 72% HClO 4 мало стійка. Безводна хлорна кислота димить на повітрі, вибухає при 92 про С. Розведені розчини окисних властивостей не виявляють, але за кислотними властивостями HСlO 4 є найсильнішою з кисневмісних кислот хлору. Молярна електропровідність при нескінченному розведенні при 25 про дорівнює 417,1 Cм. см 2 /моль. У розведених розчинах знаходить застосування як реактив при хімічних аналізах. Безводна окислює папір, дерево, вугілля до їх займання.
Хлор у різних ступенях окислення утворює ряд кислот: HCl – хлороводнева (соляна, солі – хлориди), HClO – хлорнуватиста (солі – гіпохлорити), HClO2 – хлориста (солі – хлорити), HClO3 – хлорна (солі – хлорати), HClO (Солі - перхлорати). У чистому вигляді із кисневих кислот стійка лише хлорна. З солей кисневих кислот практичне застосування мають гіпохлорити, хлорит натрію NaClO2 – для відбілювання тканин, для виготовлення компактних піротехнічних джерел кисню («кисневі свічки»), хлорати калію (бертолетова сіль), кальцію та магнію (для боротьби зі шкідниками сільського господарства) піротехнічних складів та вибухових речовин, у виробництві сірників), перхлорати – компоненти вибухових речовин та піротехнічних складів; перхлорат амонію – компонент твердого ракетного палива.
Реакція хлору з органічними сполуками призводить до утворення безлічі хлорорганічних продуктів, серед яких широко застосовуються розчинники метиленхлорид CH2Cl 2 , хлороформ CHCl3, чотирихлористий вуглець CCl4, трихлоретилен CHCl=CCl2, тетрахлоретилен C2Cl 4 . У присутності вологи хлор знебарвлює зелене листя рослин, багато барвників. Цим користувалися ще у XVIII ст. для відбілювання тканин.
Хлор(від грец. χλωρ?ς - «зелений») - елемент головної підгрупи сьомої групи, третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 17. Позначається символом Cl(Лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. Входить до групи галогенів (спочатку назву галоген використовував німецький хімік Швейгер для хлору [дослівно галоген перекладається як солерод], але воно не прижилося, і згодом стало загальним для VII групи елементів, в яку входить і хлор).
Проста речовина хлор (CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умов - отруйний газ жовтувато-зеленого кольору, з різким запахом. Молекула двоатомна хлору (формула Cl 2).
Історія відкриття хлору
Вперше газоподібний безводний хлороводень зібрав Дж. Пріслі в 1772р. (Над рідкою ртуттю). Вперше хлор був отриманий у 1774 р. Шееле, який описав його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської горілки, його здатність взаємодіяти із золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості.
Проте Шееле, відповідно до теорії флогістона, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислоту, тобто оксид соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента муріяПроте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електролізом вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і хлор.
Поширення у природі
У природі зустрічаються два ізотопи хлору 35 Cl і 37 Cl. У земній корі хлор найпоширеніший галоген. Хлор дуже активний він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи. Тому в природі він зустрічається тільки у вигляді сполук у складі мінералів: галіту NaCI, сильвіну KCl, сильвініту KCl · NaCl, бішофіту MgCl 2 · 6H2O, карналіту KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніту KCl · MgSO 4 · 3Н 2 . Найбільші запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів (зміст у морській воді 19 г/л). Перед хлору припадає 0,025 % від загальної кількості атомів земної кори, кларковое число хлору — 0,017 %, а людський організм містить 0,25 % іонів хлору за масою. В організмі людини та тварин хлор міститься в основному в міжклітинних рідинах (у тому числі в крові) і відіграє важливу роль у регуляції осмотичних процесів, а також у процесах, пов'язаних із роботою нервових клітин.
Фізичні та фізико-хімічні властивості
За нормальних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом. Деякі його фізичні властивості представлені у таблиці.
Деякі фізичні властивості хлору
| Властивість |
Значення |
|---|---|
| Колір (газ) | Жовто-зелений |
| Температура кипіння | −34 °C |
| Температура плавлення | −100 °C |
| Температура розкладання (Дисоціації на атоми) |
~1400 °C |
| Щільність (газ, н.у.) | 3,214 г/л |
| Спорідненість до електрона атома | 3,65 еВ |
| Перша енергія іонізації | 12,97 еВ |
| Теплоємність (298 К, газ) | 34,94 (Дж/моль·K) |
| Критична температура | 144 °C |
| Критичний тиск | 76 атм |
| Стандартна ентальпія освіти (298 К, газ) | 0 (кДж/моль) |
| Стандартна ентропія освіти (298 К, газ) | 222,9 (Дж/моль·K) |
| Ентальпія плавлення | 6,406 (кДж/моль) |
| Ентальпія кипіння | 20,41 (кДж/моль) |
| Енергія гомолітичного розриву зв'язку Х-Х | 243 (кДж/моль) |
| Енергія гетеролітичного розриву зв'язку Х-Х | 1150 (кДж/моль) |
| Енергія іонізації | 1255 (кДж/моль) |
| Енергія спорідненості до електрона | 349 (кДж/моль) |
| Атомний радіус | 0,073 (нм) |
| Електронегативність по Полінгу | 3,20 |
| Електронегативність за Оллред-Роховим | 2,83 |
| Стійкі ступені окислення | -1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7 |
Газоподібний хлор відносно легко зріджується. Починаючи з тиску 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор буде рідким вже при кімнатній температурі. При охолодженні до температури -34 °C хлор теж стає рідким при нормальному атмосферному тиску. Рідкий хлор - жовто-зелена рідина, що має дуже високу корозійну дію (за рахунок високої концентрації молекул). Підвищуючи тиск, можна досягти існування рідкого хлору аж до температури +144 °C (критичної температури) при критичному тиску в 7,6 МПа.
При температурі нижче -101 °C рідкий хлор кристалізується в орторомбічну решітку з просторовою групою Cmcaі параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Нижче 100 К орторомбічна модифікація кристалічного хлору переходить у тетрагональну, яка має просторову групу P4 2/ncmі параметри решітки a = 8,56 Å і c = 6,12 Å.
Розчинність
Ступінь дисоціації молекули хлору Cl2 → 2Cl. При 1000 До дорівнює 2,07 10 -4%, а при 2500 До 0,909%.
Поріг сприйняття запаху повітря становить 0,003 (мг/л).
По електропровідності рідкий хлор займає місце серед найсильніших ізоляторів: він проводить струм майже в мільярд разів гірше, ніж дистильована вода, і в 10 22 разів гірше за срібло. Швидкість звуку в хлорі приблизно в півтора рази менша, ніж у повітрі.
Хімічні властивості
Будова електронної оболонки
На валентному рівні атома хлору міститься 1 неспарений електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 тому валентність рівна 1 для атома хлору дуже стабільна. За рахунок присутності в атомі хлору незайнятої орбіталі d-підрівня атом хлору може виявляти й інші валентності. Схема утворення збуджених станів атома:
Також відомі сполуки хлору, в яких атом хлору формально виявляє валентність 4 і 6, наприклад, ClO 2 і Cl 2 O 6 . Однак ці сполуки є радикалами, тобто вони мають один неспарений електрон.
Взаємодія з металами
Хлор безпосередньо реагує майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні):
Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3
Взаємодія з неметалами
З неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню та інертних газів) утворює відповідні хлориди.
На світлі або під час нагрівання активно реагує (іноді з вибухом) з воднем по радикальному механізму. Суміші хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,3% водню, вибухають при опроміненні з утворенням хлороводню. Суміш хлору з воднем у невеликих концентраціях горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям. Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200 °C.
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
З киснем хлор утворює оксиди в яких він виявляє ступінь окислення від +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Вони мають різкий запах, термічно та фотохімічно нестабільні, схильні до вибухового розпаду.
При реакції з фтором утворюється не хлорид, а фторид:
Cl 2 + 3F 2 (поз.) → 2ClF 3
Інші властивості
Хлор витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами:
Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl
При реакції з монооксидом вуглецю утворюється фосген:
Cl 2 + CO → COCl 2
При розчиненні у воді або лугах, хлор дисмутує, утворюючи хлорнуватисту (а при нагріванні хлорну) і соляну кислоти, або їх солі:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O
Хлоруванням сухого гідроксиду кальцію отримують хлорне вапно:
Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O
Дію хлору на аміак можна отримати трихлористий азот:
4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Окислювальні властивості хлору
Хлор дуже сильний окисник.
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S
Реакції з органічними речовинами
З насиченими сполуками:
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl
Приєднується до ненасичених сполук за кратними зв'язками:
CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Ароматичні сполуки замінюють атом водню на хлор у присутності каталізаторів (наприклад, AlCl 3 або FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Способи отримання
Промислові методи
Спочатку промисловий спосіб одержання хлору ґрунтувався на методі Шееле, тобто реакції піролюзиту із соляною кислотою:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
В 1867 Диконом був розроблений метод отримання хлору каталітичним окисленням хлороводню киснем повітря. Процес Дикона в даний час використовується при рекуперації хлору з хлороводню, що є побічним продуктом при промисловому хлоруванні органічних сполук.
4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2
Сьогодні хлор у промислових масштабах одержують разом із гідроксидом натрію та воднем шляхом електролізу розчину кухонної солі:
2NaCl + 2H 2 Про → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −
Так як паралельно електролізу хлориду натрію проходить процес електролізу води, то сумарне рівняння можна виразити наступним чином:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Застосовується три варіанти електрохімічного методу одержання хлору. Два з них електроліз із твердим катодом: діафрагмовий та мембранний методи, третій – електроліз із рідким ртутним катодом (ртутний метод виробництва). У ряді електрохімічних методів виробництва найлегшим та зручним способом є електроліз з ртутним катодом, але цей метод завдає значної шкоди навколишньому середовищу внаслідок випаровування та витоків металевої ртуті.
Діафрагмовий метод із твердим катодом
Порожнина електролізера розділена пористою азбестовою перегородкою — діафрагмою — на катодний та анодний простір, де відповідно розміщені катод та анод електролізера. Тому такий електролізер часто називають діафрагмовим, а метод отримання діафрагмовим електролізом. В анодне місце діафрагмового електролізера безперервно надходить потік насиченого аноліту (розчину NaCl). Через війну електрохімічного процесу на аноді рахунок розкладання галіту виділяється хлор, але в катоді рахунок розкладання води — водень. При цьому прикатодна зона збагачується гідроксидом натрію.
Мембранний метод із твердим катодом
Мембранний метод по суті, аналогічний діафрагмовому, але анодні та катодні простори розділені катіонообмінною полімерною мембраною. Мембранний метод виробництва ефективніший, ніж діафрагмовий, але складніший у застосуванні.
Ртутний метод із рідким катодом
Процес проводять в електролітичній ванні, яка складається з електролізера, розкладача та ртутного насоса, об'єднаних між собою комунікаціями. В електролітичній ванні під дією ртутного насоса циркулює ртуть, проходячи через електролізер та розкладач. Катодом електролізера служить потік ртуті. Аноди - графітові або малозношувані. Разом із ртуттю через електролізер безперервно тече потік аноліту – розчину хлориду натрію. В результаті електрохімічного розкладання хлориду на аноді утворюються молекули хлору, а на катоді натрій, що виділився, розчиняється в ртуті утворюючи амальгаму.
Лабораторні методи
У лабораторіях для одержання хлору зазвичай використовують процеси, засновані на окисленні хлороводню сильними окислювачами (наприклад, оксидом марганцю (IV), перманганатом калію, дихроматом калію):
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
Зберігання хлору
Хлор, що виробляється, зберігається в спеціальних «танках» або закачується в сталеві балони високого тиску. Балони з рідким хлором під тиском мають спеціальне забарвлення - болотяний колір. Слід зазначити, що при тривалій експлуатації балонів з хлором у них накопичується надзвичайно вибуховий трихлористий азот, і тому час від часу балони з хлором повинні проходити планове промивання та очищення від хлориду азоту.
Стандарти якості хлору
Згідно з ГОСТ 6718-93 «Хлор рідкий. Технічні умови» виробляються такі сорти хлору
Застосування
Хлор застосовують у багатьох галузях промисловості, науки та побутових потреб:
- У виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку, з яких виготовляють: ізоляцію для проводів, віконний профіль, пакувальні матеріали, одяг та взуття, лінолеум та грамплатівки, лаки, апаратуру та пінопласти, іграшки, деталі приладів, будівельні матеріали. Полівінілхлорид виробляють полімеризацією вінілхлориду, який сьогодні найчастіше отримують з етилену збалансованим хлором методом через проміжний 1,2-дихлоретан.
- Відбілюючі властивості хлору відомі з давніх-давен, хоча не сам хлор «відбілює», а атомарний кисень, який утворюється при розпаді хлорнуватистої кислоти: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Цей спосіб відбілювання тканин, паперу, картону використовується вже кілька століть.
- Виробництво хлорорганічних інсектицидів - речовин, що вбивають шкідливих для посівів комах, але безпечні для рослин. На отримання засобів захисту рослин витрачається значна частина хлору, що виробляється. Один із найважливіших інсектицидів - гексахлорциклогексан (часто званий гексахлораном). Ця речовина вперше синтезована ще в 1825 р. Фарадеєм, але практичне застосування знайшло тільки через 100 років — у 30-х роках ХХ століття.
- Використовувався як бойова отруйна речовина, а також для інших бойових отруйних речовин: іприт, фосген.
- Для знезараження води – «хлорування». Найбільш поширений спосіб знезараження питної води; заснований на здатності вільного хлору та його сполук пригнічувати ферментні системи мікроорганізмів, що каталізують окисно-відновні процеси. Для знезараження питної води застосовують: хлор, двоокис хлору, хлорамін та хлорне вапно. СанПіН 2.1.4.1074-01 встановлює такі межі (коридор)допустимого вмісту вільного залишкового хлору в питній воді централізованого водопостачання 0.3 - 0.5 мг/л. Ряд вчених і навіть політиків у Росії критикують саму концепцію хлорування водопровідної води, але альтернативи дезінфікуючій післядії сполук хлору запропонувати не можуть. Матеріали, з яких виготовлені водопровідні труби, по-різному взаємодіють із хлорованою водопровідною водою. Вільний хлор у водопровідній воді суттєво скорочує термін служби трубопроводів на основі поліолефінів: поліетиленових труб різного виду, у тому числі зшитого поліетилену, великі відомого як ПЕКС (PEX, PE-X). У США для контролю допуску трубопроводів з полімерних матеріалів до використання у водопроводах з хлорованою водою змушені були прийняти 3 стандарти: ASTM F2023 стосовно труб зі зшитого поліетилену (PEX) і гарячої хлорованої води, ASTM F2263 стосовно поліетиленових труб всіх і хлорований F2330 стосовно багатошарових (металополімерних) труб і гарячої хлорованої води. У частині довговічності при взаємодії із хлорованою водою позитивні результати демонструють мідні водопровідні труби.
- У харчовій промисловості зареєстрований як харчова добавка E925.
- У хімічному виробництві соляної кислоти, хлорного вапна, бертолетової солі, хлоридів металів, отрут, ліків, добрив.
- У металургії для виробництва чистих металів: титану, олова, танталу, ніобію.
- Як індикатор сонячних нейтрино у хлор-аргонних детекторах.
Багато розвинених країн прагнуть обмежити використання хлору в побуті, у тому числі тому, що при спалюванні сміття, що містить хлор, утворюється значна кількість діоксинів.
Біологічна роль
Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів і входить до складу всіх живих організмів.
У тварин і людини, іони хлору беруть участь у підтримці осмотичної рівноваги, хлорид-іон має оптимальний радіус для проникнення через мембрану клітин. Саме цим пояснюється його спільна участь з іонами натрію та калію у створенні постійного осмотичного тиску та регуляції водно-сольового обміну. Під впливом ГАМК (нейромедіатор) іони хлору мають гальмуючий ефект на нейрони шляхом зниження потенціалу дії. В шлунку іони хлору створюють сприятливе середовище для дії протеолітичних ферментів шлункового соку. Хлорні канали представлені у багатьох типах клітин, мітохондріальних мембранах та скелетних м'язах. Ці канали виконують важливі функції в регуляції обсягу рідини, трансепітеліальному транспорті іонів та стабілізації мембранних потенціалів, беруть участь у підтримці рН клітин. Хлор накопичується у вісцеральній тканині, шкірі та скелетних м'язах. Всмоктується хлор, переважно, у товстому кишечнику. Всмоктування та екскреція хлору тісно пов'язані з іонами натрію та бікарбонатами, меншою мірою з мінералокортикоїдами та активністю Na + /K + - АТФ-ази. У клітинах акумулюється 10-15% всього хлору, із цієї кількості від 1/3 до 1/2 - в еритроцитах. Близько 85% хлору перебувають у позаклітинному просторі. Хлор виводиться з організму переважно із сечею (90-95 %), калом (4-8 %) та через шкіру (до 2 %). Екскреція хлору пов'язана з іонами натрію та калію, та реципрокно з HCO 3 − (кислотно-лужний баланс).
Людина споживає 5-10 г NaCl на добу. Мінімальна потреба людини у хлорі становить близько 800 мг на добу. Немовля отримує необхідну кількість хлору через молоко матері, в якому міститься 11 ммоль/л хлору. NaCl необхідний для вироблення в шлунку соляної кислоти, яка сприяє травленню та знищенню хвороботворних бактерій. В даний час участь хлору у виникненні окремих захворювань у людини вивчена недостатньо добре, головним чином через малу кількість досліджень. Досить сказати, що не розроблені навіть рекомендації щодо норми добового споживання хлору. М'язова тканина людини містить 0,20-0,52% хлору, кісткова – 0,09%; у крові – 2,89 г/л. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) 95 г хлору. Щодня з їжею людина отримує 3-6 г хлору, що з надлишком покриває потребу у цьому елементі.
Іони хлору життєво потрібні рослинам. Хлор бере участь в енергетичному обміні рослин, активуючи окисне фосфорилювання. Він необхідний освіти кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами, стимулює допоміжні процеси фотосинтезу, передусім ті, які пов'язані з акумулюванням енергії. Хлор позитивно впливає поглинання корінням кисню, сполук калію, кальцію, магнію. Надмірна концентрація іонів хлору в рослинах може мати негативний бік, наприклад, знижувати вміст хлорофілу, зменшувати активність фотосинтезу, затримувати ріст і розвиток рослин.
Але існують рослини, які в процесі еволюції або пристосувалися до засолення грунтів, або в боротьбі за простір зайняли солончаки на яких немає конкуренції. Рослини, що ростуть на засолених ґрунтах, називаються галофіти, вони накопичують хлориди протягом вегетаційного сезону, а потім позбавляються надлишків за допомогою листопаду або виділяють хлориди на поверхню листя і гілок і отримують подвійну вигоду притіняючи поверхні від сонячного світла.
Серед мікроорганізмів, також відомі галофіли - галобактерії - які мешкають в сильносолених водах або грунтах.
Особливості роботи та запобіжні заходи
Хлор - токсичний задушливий газ, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратівливу дію на дихальні шляхи надає при концентрації в повітрі близько 0,006 мг/л (тобто в два рази вище за поріг сприйняття запаху хлору). Хлор був одним із перших хімічних отруйних речовин, використаних Німеччиною у Першу світову війну. При роботі з хлором слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. На короткий час захистити органи дихання від попадання в них хлору можна ганчірковою пов'язкою, змоченою розчином натрію сульфіту Na 2 SO 3 або тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 .
ГДК хлору в атмосферному повітрі такі: середньодобова – 0,03 мг/м³; максимально разова – 0,1 мг/м³; у робочих приміщеннях промислового підприємства – 1 мг/м³.