Хлор (cl)

Cl2 при об. Т — газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха — в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Основаны на процессе окисления анионов Cl-

2Cl— 2e- = Cl20

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2↑

Лабораторные

• Окисление конц. HCI различными окислителями:
• 4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O
• 16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O
• 6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O
• 14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O

Химические свойства

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl-:

Cl20+ 2e- = 2Cl-

Реакции с металлами

1. Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
2. Примеры:
3. Cl2+ 2Na = 2NaCl
4. 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
5. Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
6. Примеры:
7. Cl2 + Сu = CuCl2
8. 3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

• Примеры:
• Cl2 + Н2 =2НС1
• Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2
• ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)
• 2Cl2 + Si = SiCl4
• 3Cl2 + I2 = 2ICl3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений

1. Примеры:
2. Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
3. Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
4. Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
5. Cl2 + H2S = S + 2HCl
6. ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

• В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl-, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO- или ClO3-.
• Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
• Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O
• 3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O
• 3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O
• Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
• КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

1. б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
2. H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-дихлорэтан
3. HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам.

Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об.

Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

• 2HCl + F2 = Сl2 + 2HF
• 4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O
• Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. 1. Синтез из простых веществ:
2. Н2 + Cl2 = 2HCl
3. 2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
4. R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:

H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)

H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

• 1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н+
• HCl → H+ + Cl-
• Взаимодействие:
• а) с металлами (до Н):
• 2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2
• б) с основными и амфотерными оксидами:
• 2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
• 6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O
• в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
• 2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О
• 3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O
• г) с солями более слабых кислот:
• 2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O
• HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl
• д) с аммиаком:
• HCl + NH3 = NH4Cl
• Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:
• 2Cl— 2e- = Cl20

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

Реакции с органическими соединениями

1. Взаимодействие:
2. а) с аминами (как органическими основаниями)
3. R-NH2 + HCl → [RNH3]+Cl-
4. б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Кислотные оксиды

гипохлориты	хлориты	хлораты	перхлораты
NaClOKClO Ca(ClO)2	Ca(ClO2)2	KClO3 бертолетова соль Mg(ClO3)2	KClO4NaClO4NH4ClO4

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Хлорная известь

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

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H2O

Хлор (Cl, Chlorine)

В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.

Общая характеристика хлора

Хлор (от греческого χλωρός – зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl ( от латинского Chlorum).

Нахождение в природе

Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.

Физические и химические свойства

Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном, в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.

Суточная потребность в хлоре

В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.

Продукты питания богатые хлором

Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль – особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат яйца, морепродукты, мясо, горох, фасоль и чечевица, гречка и рис, оливки.

Взаимодействие с другими

Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется калием, натрием и хлором.

Признаки нехватки хлора

Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма – сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.

Признаки избытка хлора

Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта.

Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.

Полезные свойства хлора и его влияние на организм

Хлор в организме человека:

• регулирует водный и кислотно-щелочной баланс,
• выводит жидкость и соли из организма в процессе осморегуляции,
• стимулирует нормальное пищеварение,
• нормализует состояние эритроцитов,
• очищает печень от жира.

Применение хлора в жизни

Основное применение хлора – химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором – практически единственный доступный способ очистки воды.

№17 Хлор

Хлор в сферической ампуле

(фото сайта periodictable.ru)

При добавлении капли серной кислоты к смеси бертоллетовой соли с сахаром происходит яркая вспышка

Поделиться в

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.

Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Название элемента происходит от греческого clwroz — «зелёный».

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор — самый распространённый галоген.

Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2·6H2O, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О.

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов. В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:

• 2NaCl + 2H2О => H2 + Cl2 + 2NaOH
• 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2
• 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха): В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде («хлорная вода»). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства:

Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов).

Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли.

Cl2 + H2O HClO + HCl; Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:

CH3-CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl

CH2=CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl — бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке.

Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли — хлориды — твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.

Ковалентные хлориды — соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl; Оксид хлора(I) Cl2O., газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы.

Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде.

Соли — гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H2O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl Хлористая кислота HClO2, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается.

Кислота средней силы, соли — хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO2.

Оксид хлора(IV) ClO2, — зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, … Хлорноватая кислота , HClO3 — в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClO4. Соли — хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны.

Хлорат калия (бертолетова соль) — KClO3, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.

Хлорная кислота HClO4, в водных растворах хлорная кислота — самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли — перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

1. Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: — В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука; — Для отбеливания ткани и бумаги; — Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений; — Для обеззараживания воды — «хлорирования»; — В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925; — В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
2. — В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Биологическая роль и токсичность:

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е.

в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.

Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева: http://www.onx.distant.ru/elements/17-Cl_soed.html

КонТрен – Химия для школьников, студентов, учителей … подготовка к экзаменам и олимпиадам

Хлор и его соединения — урок. Химия, 8–9 класс

Хлор представляет собой ядовитый жёлто-зелёный газ с неприятным запахом. Он в (2,5) раза тяжелее воздуха.

Хлор слабо растворяется в воде. При комнатной температуре в (1) объёме воды растворяется (2,5) объёма хлора. Образовавшийся раствор называется хлорной водой.

• В химических реакциях хлор является окислителем.
• Промышленный способ получения хлора — электролиз расплава или раствора хлорида натрия:
• 2NaCl=2Na+Cl2↑,
• 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2↑+H2↑.
• В лаборатории его получают реакцией соляной кислоты с оксидом марганца((IV)):
• 4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2↑+2H2O.
• Хлороводород образуется при взаимодействии хлора с водородом:
• H2+Cl2=t2HCl.
• Его можно также получить при действии концентрированной серной кислоты на твёрдые хлориды:
• H2SO4(к)+2NaCl=t2HCl↑+Na2SO4.

Химическая связь в молекуле хлороводорода — ковалентная полярная: Hδ+→Clδ−. Он представляет собой бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Хлороводород очень хорошо растворяется в воде: в (1) объёме воды растворяется до (500) объёмов хлороводорода.

Раствор хлороводорода в воде называется соляной, или хлороводородной, кислотой. Это бесцветная жидкость с запахом. Максимальное содержание в ней хлороводорода составляет (37) %. Соляная кислота относится к сильным одноосновным кислотам с характерными для этих веществ свойствами.

Соляная кислота:

• изменяет окраску индикаторов;
• взаимодействует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

 Fe+2HCl=H2+FeCl2;

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

ZnO+2HCl=H2O+ZnCl2;

• взаимодействует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

KOH+HCl=H2O+KCl;

• взаимодействует с солями, если продуктом реакции являются газ, осадок или слабый электролит (с карбонатами, силикатами, сульфидами, растворимыми солями серебра и т. д.):

1. CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑,
2. Na2S+2HCl=2NaCl+H2S↑,
3. AgNO3+HCl=HNO3+AgCl↓.

Большинство солей соляной кислоты хорошо растворяется в воде. К нерастворимым относится хлорид серебра.

Он выпадает в виде белого творожистого осадка при взаимодействии раствора нитрата серебра с соляной кислотой или с растворами хлоридов.

Эту реакцию используют как качественную реакцию на ионы хлора. Краткое ионное уравнение:

Ag++Cl−=AgCl↓.

Рис. (1). Хлорид серебра

Источники:

Рис. 1. Хлорид серебра © ЯКласс

Хлор (Cl) — Экобаланс

Хлор (Chlorum — Cl)  — химически активный неметалл. Входит в группу галогенов. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

Все оксиды хлора нестабильны, могут разлагаться со взрывом, являются сильными окислителями, вызывают возгорание органических соединений, например бумаги, дерева и сахара.

Как ни парадоксально, концентрированная серная кислота – практически единственная жидкость, не взаимодействующая с хлором. Поэтому для сжатия и перекачивания хлора на заводах используют насосы, в которых роль рабочего тела и одновременно смазки выполняет серная кислота.

     При нормальных условиях  хлор— ядовитый газ  желтовато-зелёного цвета, с резким удушающим запахом

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Ученые предполагают, что хлор, как и продукты его взаимодействия с другими веществами, может быть причиной увеличения риска сердечно-сосудистых заболеваний, аллергических реакций и выкидышей у беременных женщин.

Отмечают, что связанные с хлором токсины могут являться «самыми важными экологическими канцерогенными веществами, вызывающими раковые опухоли».

     Опасность и вред хлора для человека

Хлор — токсичный канцерогенный газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну.

Присутствие в воздухе уже около 0,0001% хлора раздражающе действует на слизистые оболочки. Постоянное пребывание в такой атмосфере может привести к заболеванию бронхов, резко ухудшает аппетит, придает зеленоватый оттенок коже. Если содержание хлора в воздухе составляет 0,1°/о, то может наступить острое отравление, первый признак которого – приступы сильнейшего кашля.

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.

Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций хлора. наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания.

Острое отравление развивается почти немедленно и приводит к остановке дыхания.

     Применение хлора

Хлор широко применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд. В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы.

• Хлор используют в химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
• В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, кремния, глицерина.
• Всем известное соединение хлора- фреон используется как хладагент в холодильной технике.

Хлор применяют в производстве красок, резин, синтетического каучука, углеводородов, взрывчатых веществ и в химических синтезах. Хлор используют также для отбеливания губок и соломы.

Под давлением хлор превращается в жидкость, которую широко используют как отбеливатель, в частности в текстильной и бумажной промышленности, начиная с 1795 года.

Хлор — слишком сильный окислитель для отбеливания шелка и шерсти, но эффективен для отбеливания хлопка, льна и древесной массы.

Другое важное применение жидкого хлора — для очистки воды — впервые предпринято еще в1895 г. для целей городского водоснабжения Нью-Йорка.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.

     Хлор и человек

     Наряду с тем, что хлор один из самых ядовитых газов, он относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов в виде соединений. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток.

Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока.

Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах.

Хлор необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий.

     Чем опасен хлор в воде?

В сочетании с хлорированной водой из-под крана самые ценные природные фитохимические вещества с антибактериальными и противораковыми свойствами, которые мы получаем с пищей, превращаются в смертельно опасные яды. Среди таких веществ – соя, фрукты, овощи, чай, многие продукты здорового питания и некоторые лекарства.

В Японии объединенными силами Национального института здоровья и Префектурного университета Сидзуоки было проведено исследование. Ученые выяснили, что естественные органические вещества вступают в реакцию с хлорированной водой из-под крана, образуя опасные соединения, которые могут служить причиной рака. Такие соединения называются МХ, то есть «Мутаген икс» или «Неизвестный мутаген».

Проведенное ранее в Финляндии исследование показало, что МХ в 170 или больше раз опаснее, чем другие известные побочные продукты хлорирования. Также было лабораторно подтверждено, что МХ повреждает щитовидную железу и является причиной раковых новообразований.

Ничего опасного в самих органических соединениях нет. Это хлор повинен в том, что они превращаются в смертельные яды МХ и ТГМ. Когда те же соединения сочетаются с чистой питьевой водой, они весьма полезны для организма.

Установлено, что свежие овощи и фрукты также вступают в реакцию с хлорированной водой из-под крана, которой мы запиваем еду, и точно так же образуют токсины. Это значит, что свежие фрукты и овощи, зеленый салат, зеленый, черный и травяной чаи, соевые продукты, витамины и различные оздоровительные добавки, даже некоторые лекарства могут менять свои свойства в сочетании с хлорированной водой.

Опасные канцерогены могут быть чрезвычайно токсичны даже в микроскопических дозах, настолько малых, что их крайне сложно определить. И для того, чтобы они образовались, хлора тоже требуется совсем немного.

Существует предположение, что хлор угнетает иммунную и гормональную системы организма путем изменения растительных эстрогенов и фитохимических веществ, которые мы получаем с пищей и с помощью которых поддерживается деятельность этих систем.

Хотя хлорирование уменьшает риск таких заболеваний, как холера, дизентерия, брюшной тиф, многие патогенные (болезнетворные) факторы не устраняются этим способом. Кроме того, хлор опасен для организма как при употреблении вовнутрь, так и при попадании на кожу и вдыхании.

Разве нельзя найти более безопасный способ обеззараживания воды? Можно. Существуют и другие способы, например, озонирование и ультрафиолетовое облучение.

Однако по разным причинам (включая дороговизну) они пока не введены в действие. А просто отказаться от хлорирования невозможно.

Когда в Перу в 1991 году перестали хлорировать воду с целью сократить число раковых заболеваний, там вспыхнула эпидемия холеры.

Что делать?

Избегайте хлора, насколько это возможно: например, не пейте хлорированную воду из-под крана. Постарайтесь избавиться от хлора: можно использовать фильтры для воды.

По возможности не купайтесь в хлорированной воде. Содержащийся в воде хлор пересушивает кожу и вызывает зуд. А при вдыхании пары хлорных соединений могут накапливаться в легких и становиться причиной бронхита и астмы. Существуют специальные фильтры, которые устанавливаются в насадку душа.

Прочитав о вреде хлора, вы, наверно, захотите узнать, насколько велика опасность, которой вы подвергаетесь. Выяснить подробности можно с помощью тестеров. Пока еще они имеются не в каждом магазине, но при желании их можно приобрести.

Для измерения уровня хлора в воде используют тестовые полоски (обычно 25 штук в упаковке), а также индикаторы в виде таблеток или капель. Они позволят выяснить, содержится ли в «чистой питьевой воде», которую вы покупаете, хлор.

Для определения же содержания паров хлора в воздухе пригласите специалистов для проведения экспертизы воздуха в жилой или рабочей зоне.

     Помните. Хлор – сильнейший яд, относящийся ко 2-му, почти наивысшему классу опасности!

     Позаботьтесь о своем здоровье и здоровье своей семьи!

Физические и химические свойства хлора

Относится к элементам – p -семейства. Галоген. Порядковый номер – 17. Строение внешнего электронного уровня – 3s23 p5 . Относительная атомная масса – 35,5 а.е.м. Молекула хлора двухатомна – Cl2.

Химические свойства хлора

• Хлор реагирует с простыми веществами металлами:
• Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (t);
• Cl2 + 2Fe = 2FeCl3;
• Cl2 + 2Na = 2NaCl.

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

1. 5Cl2 + 2P = 2HCl5;
2. Cl2 + 2S = SCl2;
3. Cl2 + H2 = 2HCl;
4. Cl2 + F2 = 2ClF.
5. Хлор способен вытеснять бром и йод из их соединений с водородом и металлами:
6. Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl;
7. Cl2 + 2NaI = I2 + 2NaCl.
8. Хлор способен растворяться в воде и щелочах, при этом происходят реакции диспропорционирования хлора, а состав продуктов реакции зависит от условий её проведения:
9. Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO;
10. Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O;
11. 3 Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
12. Хлор взаимодействует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием вещества с тривиальным названием – фосген, с аммиаком с образованием трихлорида аммония:
13. Cl2 + CO = COCl2;
14. 3 Cl2 + 4NH3 = NCl3 + 3NH4Cl.
15. В реакциях хлор проявляет свойства окислителя:
16. Cl2 + H2S = 2HCl + S.
17. Хлор вступает в реакции взаимодействия с органическими веществами класса алканов, алкенов и аренов:
18. CH3-CH3 + Cl2 = CH3-CH2-Cl + HCl (условие – УФ-излучение);
19. CH2 = CH2 + Cl2 = CH2(Cl)-CH2-Cl;
20. C6H6 + Cl2 = C6H5-Cl + HCl (kat = FeCl3, AlCl3);
21. C6H6 + 6Cl2 = C6H6Cl6 + 6HCl (условие – УФ-излучение).

Физические свойства хлора

Хлор – газ желто-зеленого цвета. Термически устойчив. При насыщении охлажденной воды хлором образуется твердый кларат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»).

Растворяется тетрахлориде углерода, жидких SiCl4 и TiCl4. Плохо растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия. Не реагирует с кислородом. Сильный окислитель. Температура кипения — -34,1С, плавления — -101,03С.

Получение хлора

• Ранее хлор получали по методу Шееле (реакция взаимодействия оксида марганца (VI) c соляной кислотой) или по методу Дикона (реакция взаимодействия хлороводорода с кислородом):
• MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O;
• 4HCl + O2 = 2H2O + 2 Cl2↑.
• В наше время для получения хлора используют следующие реакции:
• NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2↑ + H2O;
• 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 +5 Cl2↑ +8H2O;
• 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2↑ + H2↑ (условие – электролиз).

Применение хлора

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

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Хлор

ХЛОР, Cl (лат. Chlorum; от греч. chlorum — жёлто-зелёный * а. chlorine; н. Chlor; а. chlore; и. cloro), — химический элемент VII группы периодической системы Менделеева; относится к галогенам, атомный номер 17, атомная масса 35,453.

В природе 2 стабильных изотопа 36Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40. Хлор впервые получен шведским химиком К. Шееле в 1774.

Название было предложено в 1813 французским учёным Л. Гей-Люссаком.

Физические свойства

Хлор — жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 кг/м3, жидкого хлора при температуре кипения 1,557 кг/м3, твёрдого хлора 1,9 кг/м3 при 102°С; t плавления — 101°С; t кипения — 34,1°С; молярная теплоёмкость 33,94 Дж/(моль•К); коэффициент объёмного расширения 3,9•10-3 К-1(при 293 К).

Химические свойства

Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. Хлор химически очень активен.

Образует соединения почти со всеми элементами (с некоторыми в присутствии влаги или при нагревании), давая при взаимодействии с металлами хлориды, с кислородом — оксиды (Cl2О, ClO2, Cl2О6, Cl2О7, Cl2О8), из которых при реакциях с водой образуются хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная кислоты (соли этих кислот — гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты). Пары хлора токсичны, раздражают слизистые оболочки. ПДК в воздухе производственные помещений 1 мг/м3, в атмосфере населённых пунктов разовая — 0,1 мг/м3, среднесуточная — 0,003 мг/м3.

Хлор в природе

Среднее содержание хлора 10-4% (по массе) в земной коре 130, в ультраосновных породах и базальтовых — 50, в андезитах 100, гранитоидах 240, в осадочных породах — 160. В морской воде при вариациях солёности от 10 до 39% содержание иона Cl- изменяется от 5,53 до 21,565 г/кг.

В магматических породах хдор преимущественно концентрируется в амфиболах, флогопите, апатите. При фракционной кристаллизации основных магм хлор перераспределяется незначительно, обычно накапливается в богатых Mg и Fe породах.

Наиболее резкое изменение концентрации хлора встречается при кристаллизации дифференциации и ликвации в агпаитовых щелочных расплавах (образование содалитовых пород и пегматитов). Хлор интенсивно выделяется при фумарольной деятельности вулканов.

Важнейшие минералы хлора: галит, сильвин, бишофит, карналлит, хлорапатит Ca3PO43Cl, содалит (см. Галогениды природные).

Получение и применение хлора

Получают хлор при электролизе водных растворов NaCl (реже других хлоридов щелочных металлов) и использовании стального катода и диафрагмы (диафрагменный метод), ионообменной мембраны или ртутного катода (ртутный метод). Небольшое количество хлора получают попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов.

Применяется хлор при производстве хлорорганические соединений (винил-хлорида, дихлорэтана, хлорбензола и др.), неорганических хлоридов, для получения отбеливателей и дезинфицирующих средств, для очистки воды. Хлор используется также для хлорирования полиметаллических руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.

Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах.

Примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений около 70%; неорганических соединений, содержащих хлор, 10-20%; отбелку целлюлозы и тканей 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды 2-6% от общей выработки.