Физични свойства на хлора: плътност, топлинен капацитет, топлопроводимост на Cl2. Структурата на хлорния атом Къде се използва хлорът

хлор(от гръцки χλωρ?ς - „зелен“) - елемент от главната подгрупа на седмата група, третия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 17. Обозначава се със символа кл(лат. Хлор). Реактивен неметал. Принадлежи към групата на халогените (първоначално името "халоген" е използвано от немския химик Швайгер за хлор [буквално "халоген" се превежда като сол), но не се утвърди и впоследствие стана обичайно за VII група елементи, която включва хлор).

Простото вещество хлор (CAS номер: 7782-50-5) при нормални условия е жълтеникаво-зелен отровен газ с остра миризма. Молекулата на хлора е двуатомна (формула Cl 2).

Историята на откриването на хлора

За първи път газообразен безводен хлороводород е събран от J. Prisley през 1772 г. (над течен живак). Хлорът е получен за първи път през 1774 г. от Шееле, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в своя трактат за пиролузит:

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Шееле отбелязва миризмата на хлор, подобна на миризмата на царска вода, способността му да взаимодейства със злато и цинобър, както и избелващите му свойства.

Въпреки това, Шееле, в съответствие с теорията за флогистона, която доминираше в химията по това време, предположи, че хлорът е дефлогистицирана солна киселина, тоест оксид на солна киселина. Бертоле и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурияопитите да се изолира обаче остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи готварската сол на натрий и хлор чрез електролиза.

Разпространение в природата

В природата има два изотопа на хлора 35 Cl и 37 Cl. Хлорът е най-разпространеният халоген в земната кора. Хлорът е много активен - той се свързва директно с почти всички елементи от периодичната таблица. Следователно в природата се среща само под формата на съединения в състава на минерали: халит NaCl, силвин KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H2O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H 2 O. Най-големи запаси от хлор се съдържат в солите на водите на моретата и океаните (съдържанието в морската вода е 19 g/l). Хлорът представлява 0,025% от общия брой атоми в земната кора, числото на Кларк на хлора е 0,017%, а човешкото тяло съдържа 0,25% от масата на хлорните йони. При хората и животните хлорът се намира главно в междуклетъчните течности (включително кръвта) и играе важна роля в регулирането на осмотичните процеси, както и в процесите, свързани с функционирането на нервните клетки.

Физични и физико-химични свойства

При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ със задушлива миризма. Някои от физичните му свойства са представени в таблицата.

Някои физични свойства на хлора

Газообразният хлор се втечнява относително лесно. Започвайки от налягане от 0,8 MPa (8 атмосфери), хлорът ще бъде течен вече при стайна температура. Когато се охлади до температура от -34 ° C, хлорът също става течен при нормално атмосферно налягане. Течният хлор е жълто-зелена течност с много силен корозивен ефект (поради високата концентрация на молекули). Чрез увеличаване на налягането е възможно да се постигне наличието на течен хлор до температура от +144 ° C (критична температура) при критично налягане от 7,6 MPa.

При температури под −101 °C течният хлор кристализира в орторомбична решетка с пространствена група cmcaи параметри a=6.29 Å b=4.50 Å, c=8.21 Å. Под 100 K, орторомбичната модификация на кристалния хлор се трансформира в тетрагонална модификация с пространствена група P4 2 /ncmи параметри на решетката a=8.56 Å и c=6.12 Å.

Разтворимост

Степента на дисоциация на хлорната молекула Cl 2 → 2Cl. При 1000 К е 2,07×10 −4%, а при 2500 К е 0,909%.

Прагът на усещане на миризми във въздуха е 0,003 (mg/l).

По отношение на електропроводимостта течният хлор се нарежда сред най-силните изолатори: той провежда ток почти милиард пъти по-лошо от дестилираната вода и 10 22 пъти по-лошо от среброто. Скоростта на звука в хлора е около един и половина пъти по-малка, отколкото във въздуха.

Химични свойства

Структурата на електронната обвивка

Нивото на валентност на хлорния атом съдържа 1 несдвоен електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, така че валентността на 1 за хлорния атом е много стабилна. Поради наличието на незаета орбитала на d-поднивото в хлорния атом, хлорният атом може да проявява и други валентности. Схема на образуване на възбудени състояния на атома:

Известни са също хлорни съединения, в които хлорният атом формално проявява валентност 4 и 6, като ClO 2 и Cl 2 O 6 . Тези съединения обаче са радикали, което означава, че имат един несдвоен електрон.

Взаимодействие с метали

Хлорът реагира директно с почти всички метали (с някои само в присъствието на влага или при нагряване):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Взаимодействие с неметали

С неметалите (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове) образува съответните хлориди.

На светлина или при нагряване той активно реагира (понякога с експлозия) с водород по радикален механизъм. Смеси от хлор с водород, съдържащи от 5,8 до 88,3% водород, експлодират при облъчване с образуване на хлороводород. Смес от хлор и водород в малки концентрации гори с безцветен или жълто-зелен пламък. Максималната температура на водородно-хлорния пламък е 2200 °C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

С кислорода хлорът образува оксиди, в които проявява степен на окисление от +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Те имат остра миризма, термично и фотохимично нестабилни и склонни към експлозивно разлагане.

При реакция с флуор се образува не хлорид, а флуорид:

Cl 2 + 3F 2 (пр.) → 2ClF 3

Други имоти

Хлорът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали:

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

Когато реагира с въглероден оксид, се образува фосген:

Cl 2 + CO → COCl 2

Когато се разтвори във вода или алкали, хлорът дисмутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване перхлорна) и солна киселина или техните соли:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Чрез хлориране на сух калциев хидроксид се получава белина:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Чрез действието на хлор върху амоняка може да се получи азотен трихлорид:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислителни свойства на хлора

Хлорът е много силен окислител.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакции с органични вещества

С наситени съединения:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Прикрепва се към ненаситени съединения чрез множество връзки:

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматните съединения заместват водороден атом с хлор в присъствието на катализатори (например AlCl3 или FeCl3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Как да получите

Индустриални методи

Първоначално индустриалният метод за производство на хлор се основава на метода на Шееле, т.е. реакцията на пиролузит със солна киселина:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

През 1867 г. Дийкън разработва метод за производство на хлор чрез каталитично окисление на хлороводород с атмосферен кислород. Процесът Deacon в момента се използва за възстановяване на хлор от хлороводород, страничен продукт от промишленото хлориране на органични съединения.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Днес хлорът се произвежда в промишлен мащаб заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Тъй като електролизата на водата протича успоредно с електролизата на натриев хлорид, общото уравнение може да се изрази, както следва:

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

Използват се три варианта на електрохимичния метод за получаване на хлор. Два от тях са електролиза с твърд катод: диафрагмени и мембранни методи, третият е електролиза с течен живачен катод (метод за производство на живак). Сред електрохимичните производствени методи електролизата с живачен катод е най-лесният и удобен метод, но този метод причинява значителни щети на околната среда поради изпаряване и изтичане на метален живак.

Мембранен метод с твърд катод

Кухината на клетката е разделена от пореста азбестова преграда - диафрагма - на катодно и анодно пространство, където са разположени съответно катодът и анодът на клетката. Следователно такъв електролизатор често се нарича диафрагмена електролиза, а методът на производство е диафрагмена електролиза. Поток от наситен анолит (разтвор на NaCl) непрекъснато навлиза в анодното пространство на диафрагмената клетка. В резултат на електрохимичния процес на анода се отделя хлор поради разлагането на халита, а на катода се отделя водород поради разлагането на водата. В този случай зоната около катода е обогатена с натриев хидроксид.

Мембранен метод с твърд катод

Мембранният метод е по същество подобен на диафрагмения метод, но анодното и катодното пространство са разделени от катионнообменна полимерна мембрана. Мембранният метод за производство е по-ефективен от диафрагмения метод, но е по-труден за използване.

Живачен метод с течен катод

Процесът се извършва в електролитна вана, която се състои от електролизатор, декомпозитор и живачна помпа, свързани помежду си с комуникации. В електролитната вана, под действието на живачна помпа, живакът циркулира, преминавайки през електролизера и разлагателя. Катодът на електролизера е поток от живак. Аноди - графитни или с ниско износване. Заедно с живака през електролизера непрекъснато протича поток от анолит, разтвор на натриев хлорид. В резултат на електрохимичното разлагане на хлорида, на анода се образуват хлорни молекули, а освободеният натрий се разтваря в живак на катода, образувайки амалгама.

Лабораторни методи

В лабораториите за получаване на хлор обикновено се използват процеси, базирани на окисление на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):

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

Съхранение на хлор

Произведеният хлор се съхранява в специални „резервоари” или се изпомпва в стоманени бутилки под високо налягане. Цилиндрите с течен хлор под налягане имат специален цвят - блатен цвят. Трябва да се отбележи, че при продължителна употреба на хлорни бутилки в тях се натрупва изключително експлозивен азотен трихлорид и следователно от време на време хлорните бутилки трябва редовно да се промиват и почистват от азотен хлорид.

Стандарти за качество на хлора

Съгласно ГОСТ 6718-93 „Течен хлор. Спецификации” се произвеждат следните степени на хлор

Приложение

Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:

• В производството на поливинилхлорид, пластмаси, синтетичен каучук, от които се правят: изолации за проводници, профили за прозорци, опаковъчни материали, облекла и обувки, линолеум и грамофонни плочи, лакове, оборудване и пенопласт, играчки, части за инструменти, строителни материали. Поливинилхлоридът се произвежда чрез полимеризация на винилхлорид, който днес най-често се получава от етилен по хлорно-балансиран метод чрез междинен продукт 1,2-дихлороетан.
• Избелващите свойства на хлора са известни от древни времена, въпреки че не самият хлор „избелва“, а атомният кислород, който се образува по време на разлагането на хипохлорната киселина: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Този метод за избелване на тъкани, хартия, картон се използва от векове.
• Производство на органохлорни инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но са безопасни за растенията. Значителна част от произведения хлор се изразходва за получаване на продукти за растителна защита. Един от най-важните инсектициди е хексахлорциклохексанът (често наричан хексахлоран). Това вещество е синтезирано за първи път през 1825 г. от Фарадей, но намира практическо приложение едва след повече от 100 години - през 30-те години на ХХ век.
• Използван е като бойно химическо вещество, както и за производството на други химически бойни агенти: иприт, фосген.
• За дезинфекция на вода - "хлориране". Най-често срещаният метод за дезинфекция на питейна вода; се основава на способността на свободния хлор и неговите съединения да инхибират ензимните системи на микроорганизмите, които катализират редокс процесите. За дезинфекция на питейна вода се използват хлор, хлорен диоксид, хлорамин и белина. SanPiN 2.1.4.1074-01 установява следните граници (коридор) за допустимото съдържание на свободен остатъчен хлор в питейната вода от централизирано водоснабдяване 0,3 - 0,5 mg / l. Редица учени и дори политици в Русия критикуват самата концепция за хлориране на чешмяна вода, но не могат да предложат алтернатива на дезинфекциращото последействие на хлорните съединения. Материалите, от които са направени водопроводните тръби, взаимодействат по различен начин с хлорираната чешмяна вода. Свободният хлор в чешмяната вода значително намалява живота на тръбопроводите, базирани на полиолефини: полиетиленови тръби от различни видове, включително омрежен полиетилен, по-известен като PEX (PEX, PE-X). В САЩ, за да контролират допускането на тръбопроводи от полимерни материали за използване във водоснабдителни системи с хлорирана вода, те бяха принудени да приемат 3 стандарта: ASTM F2023 за тръби от омрежен полиетилен (PEX) и гореща хлорирана вода, ASTM F2263 за всички полиетиленови тръби и хлорирана вода и ASTM F2330 за многослойни (метални полимерни) тръби и гореща хлорирана вода. По отношение на издръжливостта при взаимодействие с хлорирана вода, медните водопроводни тръби показват положителни резултати.
• Регистриран в хранително-вкусовата промишленост като хранителна добавка E925.
• В химическото производство на солна киселина, белина, бертолетова сол, метални хлориди, отрови, лекарства, торове.
• В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.
• Като индикатор за слънчеви неутрино в хлор-аргонови детектори.

Много развити страни се опитват да ограничат използването на хлор в дома, включително и защото изгарянето на съдържащи хлор боклук произвежда значително количество диоксини.

Биологична роля

Хлорът е един от най-важните биогенни елементи и е част от всички живи организми.

При животните и хората хлоридните йони участват в поддържането на осмотичния баланс, хлоридният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Това обяснява съвместното му участие с натриеви и калиеви йони в създаването на постоянно осмотично налягане и регулирането на водно-солевия метаболизъм. Под въздействието на GABA (невротрансмитер), хлоридните йони имат инхибиторен ефект върху невроните чрез намаляване на потенциала за действие. В стомаха хлоридните йони създават благоприятна среда за действието на протеолитичните ензими на стомашния сок. Хлорните канали присъстват в много видове клетки, митохондриални мембрани и скелетни мускули. Тези канали изпълняват важни функции в регулирането на обема на течността, трансепителния йонен транспорт и стабилизирането на мембранните потенциали и участват в поддържането на рН на клетката. Хлорът се натрупва във висцералната тъкан, кожата и скелетните мускули. Хлорът се абсорбира главно в дебелото черво. Абсорбцията и екскрецията на хлор са тясно свързани с натриевите йони и бикарбонатите, в по-малка степен с минералокортикоидите и активността на Na + /K + - ATP-аза. Клетките натрупват 10-15% от целия хлор, от това количество, от 1/3 до 1/2 - в еритроцитите. Около 85% от хлора е в извънклетъчното пространство. Хлорът се екскретира от тялото главно с урината (90-95%), изпражненията (4-8%) и през кожата (до 2%). Екскрецията на хлор е свързана с натриеви и калиеви йони и реципрочно с HCO 3 - (киселинно-базов баланс).

Човек приема 5-10 g NaCl на ден. Минималната човешка нужда от хлор е около 800 mg на ден. Кърмачето получава необходимото количество хлор чрез майчиното мляко, което съдържа 11 mmol/l хлор. NaCl е необходим за производството на солна киселина в стомаха, което насърчава храносмилането и унищожаването на патогенни бактерии. Понастоящем ролята на хлора за появата на някои заболявания при хората не е добре разбрана, главно поради малкия брой изследвания. Достатъчно е да се каже, че дори препоръки за дневния прием на хлор не са разработени. Човешката мускулна тъкан съдържа 0,20-0,52% хлор, костната - 0,09%; в кръвта - 2,89 g / l. В тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 kg) 95 g хлор. Всеки ден с храната човек получава 3-6 g хлор, което в излишък покрива нуждата от този елемент.

Хлорните йони са жизненоважни за растенията. Хлорът участва в енергийния метаболизъм в растенията чрез активиране на окислителното фосфорилиране. Необходим е за образуването на кислород в процеса на фотосинтеза от изолирани хлоропласти, стимулира спомагателните процеси на фотосинтезата, предимно тези, свързани с натрупването на енергия. Хлорът има положителен ефект върху усвояването на кислород, калиеви, калциеви и магнезиеви съединения от корените. Прекомерната концентрация на хлоридни йони в растенията може да има и отрицателна страна, например да намали съдържанието на хлорофил, да намали активността на фотосинтезата и да забави растежа и развитието на растенията.

Но има растения, които в процеса на еволюция или са се адаптирали към солеността на почвата, или в борбата за пространство са заели празни солени блата, където няма конкуренция. Растенията, растящи в солени почви, се наричат ​​халофити, те натрупват хлорид по време на вегетационния период и след това се отърват от излишъка чрез падане на листата или отделят хлорид върху повърхността на листата и клоните и получават двойната полза от засенчването на повърхността от слънчева светлина.

Сред микроорганизмите са известни и халофили - халобактерии - които живеят в силно солени води или почви.

Характеристики на работа и предпазни мерки

Хлорът е токсичен задушлив газ, който, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан, задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха от около 0,006 mg / l (т.е. два пъти прага на миризмата на хлор). Хлорът е един от първите химически бойни агенти, използвани от Германия през Първата световна война. При работа с хлор трябва да се използват защитно облекло, противогази и ръкавици. За кратко време е възможно да се предпазят дихателните органи от навлизането на хлор с парцалена превръзка, навлажнена с разтвор на натриев сулфит Na 2 SO 3 или натриев тиосулфат Na 2 S 2 O 3.

ПДК на хлор в атмосферния въздух е както следва: средноденонощно - 0,03 mg/m³; максимално еднократно - 0,1 mg / m³; в работните помещения на промишлено предприятие - 1 mg / m³.

Хлорът е получен за първи път през 1772 г. от Шееле, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в своя трактат за пиролузит: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отбелязва миризмата на хлор, подобна на миризмата на царска вода, способността му да взаимодейства със злато и цинобър, както и избелващите му свойства. Въпреки това, Шееле, в съответствие с теорията за флогистона, която доминираше в химията по това време, предположи, че хлорът е дефлогистицирана солна киселина, тоест оксид на солна киселина.
Бертоле и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурий, но опитите за изолирането му остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи готварската сол на натрий и хлор чрез електролиза.
Името на елемента идва от гръцки clwroz- "зелено".

Да бъдеш сред природата, получаваш:

Естественият хлор е смес от два изотопа 35 Cl и 37 Cl. Хлорът е най-разпространеният халоген в земната кора. Тъй като хлорът е много активен, в природата той се среща само под формата на съединения в състава на минерали: халит NaCl, силвин KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H 2 O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H 2 O. Най-големите запаси от хлор се съдържат в солите на водите на моретата и океаните.
В индустриален мащаб хлорът се произвежда заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
За възстановяване на хлор от хлороводород, който е страничен продукт от промишленото хлориране на органични съединения, се използва процесът на Дийкон (каталитично окисление на хлороводород с атмосферен кислород):
4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2
Лабораториите обикновено използват процеси, базирани на окисление на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Физични свойства:

При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ със задушлива миризма. Хлорът е видимо разтворим във вода ("хлорна вода"). При 20°C 2,3 обема хлор се разтварят в един обем вода. Точка на кипене = -34°C; точка на топене = -101°C, плътност (газ, N.O.) = 3.214 g/l.

Химични свойства:

Хлорът е много активен - той се свързва директно с почти всички елементи на периодичната система, метали и неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород и инертни газове). Хлорът е много силен окислител, той измества по-малко активните неметали (бром, йод) от техните съединения с водород и метали:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl
Когато се разтвори във вода или алкали, хлорът дисмутира, образувайки хипохлорна (и при нагряване перхлорна) и солна киселина или техни соли.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
Хлорът взаимодейства с много органични съединения, влизайки в реакции на заместване или добавяне:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 \u003d\u003e Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6Cl + HCl
Хлорът има седем степени на окисление: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Най-важните връзки:

Хлороводород HCl- безцветен газ, който дими във въздуха поради образуването на капчици мъгла с водни пари. Има силна миризма и силно дразни дихателните пътища. Съдържа се във вулканични газове и води, в стомашния сок. Химичните свойства зависят от състоянието, в което се намира (може да бъде в газообразно, течно състояние или в разтвор). Нарича се разтвор на HCl солна (солна) киселина. Това е силна киселина, която измества по-слабите киселини от техните соли. соли - хлориди- твърди кристални вещества с високи точки на топене.
ковалентни хлориди- съединения на хлора с неметали, газове, течности или топими твърди вещества с характерни киселинни свойства, като правило лесно се хидролизират от вода до образуване на солна киселина:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Хлорен (I) оксид Cl 2 O., кафяво-жълт газ с остра миризма. Засяга дихателните органи. Лесно разтворим във вода, образувайки хипохлорна киселина.
Хипохлорна киселина HClO. Съществува само в разтвори. Това е слаба и нестабилна киселина. Лесно се разлага на солна киселина и кислород. Силен окислител. Образува се при разтваряне на хлор във вода. соли - хипохлорити, нестабилен (NaClO*H 2 O се разлага с експлозия при 70 °C), силни окислители. Широко използван за избелване и дезинфекция избелващ прах, смесена сол Ca(Cl)OCl
Хлорна киселина HClO 2, в свободна форма е нестабилен, дори в разреден воден разтвор, бързо се разлага. Киселина със средна сила, соли - хлоритиобикновено са безцветни и силно разтворими във вода. За разлика от хипохлоритите, хлоритите проявяват изразени окислителни свойства само в кисела среда. Най-голямо приложение има натриевият хлорит NaClO 2 (за избелване на тъкани и хартиена маса).
Хлорен (IV) оксид ClO 2, - зеленикаво-жълт газ с неприятна (остра) миризма, ...
Хлорна киселина, HClO 3 - в свободна форма е нестабилен: непропорционален на ClO 2 и HClO 4 . соли - хлорати; от тях най-важни са натриевият, калиевият, калциевият и магнезиевият хлорат. Това са силни окислители, експлозивни при смесване с редуциращи агенти. калиев хлорат ( Бертолетова сол) - KClO 3, се използва за производство на кислород в лабораторията, но поради високата опасност вече не се използва. Разтворите на калиев хлорат се използват като слаб антисептик, външно лекарство за гаргара.
Перхлорна киселина HClO 4, във водни разтвори перхлорната киселина е най-стабилната от всички кислородсъдържащи хлорни киселини. Безводната перхлорна киселина, която се получава с концентрирана сярна киселина от 72% HClO 4 не е много стабилна. Това е най-силната едноосновна киселина (във воден разтвор). соли - перхлорати, се използват като окислители (ракетни двигатели с твърдо гориво).

Приложение:

Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:
- При производството на поливинилхлорид, пластмаси, синтетичен каучук;
- За избелване на тъкани и хартия;
- Производство на хлорорганични инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но са безопасни за растенията;
- За дезинфекция на вода - "хлориране";
- Регистрирана в хранително-вкусовата промишленост като хранителна добавка Е925;
- В химическото производство на солна киселина, белина, бертолетова сол, метални хлориди, отрови, лекарства, торове;
- В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.

Биологична роля и токсичност:

Хлорът е един от най-важните биогенни елементи и е част от всички живи организми. При животните и хората хлоридните йони участват в поддържането на осмотичния баланс, хлоридният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Хлорните йони са жизненоважни за растенията, участват в енергийния метаболизъм в растенията, активирайки окислителното фосфорилиране.
Хлорът под формата на просто вещество е отровен, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряне на белодробната тъкан, задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха от около 0,006 mg / l (т.е. два пъти прага на миризмата на хлор). Хлорът е един от първите химически бойни агенти, използвани от Германия през Първата световна война.

Короткова Ю., Швецова И.
KhF Тюменски държавен университет, 571 групи.

Източници: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и други,
Уебсайт на RCTU Д. И. Менделеев:

Елемент VII от подгрупата на периодичната система на Д. И. Менделеев. На външно ниво - 7 електрона, следователно, когато взаимодейства с редуциращи агенти, хлорът показва своите окислителни свойства, привличайки метален електрон към себе си.

Физични свойства на хлора.

Хлорът е жълт газ. Има остра миризма.

Химични свойства на хлора.

Безплатно хлормного активен. Реагира с всички прости вещества с изключение на кислород, азот и благородни газове:

Si + 2 кл 2 = SiCl 4 + Q.

При взаимодействие с водород при стайна температура практически няма реакция, но веднага щом светлината действа като външно въздействие, възниква верижна реакция, която е намерила своето приложение в органичната химия.

При нагряване хлорът може да измести йода или брома от техните киселини:

кл 2 + 2 HBr = 2 НС1 + бр 2 .

Хлорът реагира с вода, частично се разтваря в нея. Тази смес се нарича хлорна вода.

Реагира с алкали:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (студ),

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (топлина).

Получаване на хлор.

1. Електролиза на стопилка от натриев хлорид, която протича по следната схема:

2. Лабораторен метод за получаване на хлор:

MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

хлоре в третия период на VII група от главната (А) подгрупа на периодичната система.

Отнася се за елементи от p-семейството. Неметални. Неметалните елементи, включени в тази група, се наричат ​​общо халогени. Обозначение - Кл. Пореден номер - 17. Относителна атомна маса - 35,453 a.m.u.

Електронната структура на хлорния атом

Атомът на хлора се състои от положително заредено ядро ​​(+17), състоящо се от 17 протона и 18 неутрона, около които се движат 17 електрона в 3 орбити.

Фиг. 1. Схематична структура на хлорния атом.

Разпределението на електроните в орбиталите е както следва:

17Cl) 2) 8) 7;

1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 5 .

Външното енергийно ниво на хлорния атом има седем електрона, всички от които се считат за валентни. Енергийната диаграма на основното състояние има следната форма:

Наличието на един несдвоен електрон показва, че хлорът е способен да проявява степен на окисление +1. Няколко възбудени състояния също са възможни поради наличието на празно 3 д-орбитали. Първо, електроните се изпаряват 3 стр-поднива и заемат безплатно д-орбитали, а след това - електрони 3 с- подниво:

Това обяснява наличието на хлор в още три степени на окисление: +3, +5 и +7.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Кузбаски държавен технически университет

Курсова работа

предмет BJD

Характеристика на хлора като аварийно химически опасно вещество

Кемерово-2009

Въведение

1. Характеристика на АХОВ (съгласно издаденото задание)

2. Начини за предотвратяване на авария, защита от опасни химикали

3. Задача

4. Изчисляване на химическата обстановка (съгласно издадената задача)

Заключение

Литература

Въведение

Общо в Русия работят 3300 стопански обекта, които имат значителни запаси от опасни химикали. Повече от 35% от тях имат хорови запаси.

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.

Хлорът се използва и за хлориране някоиото рихруди с предназначение и привличане на титан, ниобий, цирконий и др.

отравянехлор са възможни в химическата, целулозно-хартиената, текстилната и фармацевтичната промишленост. Хлорът дразни лигавиците на очите и дихателните пътища. Вторичната инфекция обикновено се присъединява към първичните възпалителни промени. Острото отравяне се развива почти веднага. При вдишване на средни и ниски концентрации на хлор се отбелязват стягане и болка в гърдите, суха кашлица, учестено дишане, болка в очите, сълзене, повишени нива на левкоцити в кръвта, телесна температура и др.. Бронхопневмония, токсичен белодробен оток, депресия , възможни са конвулсии. При леки случаи възстановяването настъпва след 3-7 дни. Като дългосрочни последици се наблюдават катари на горните дихателни пътища, рецидивиращи бронхити, 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 отравяне, запечатване на производствени съоръжения, оборудване, ефективна вентилация, ако е необходимо, използване на противогаз. Максимално допустимата концентрация на хлор във въздуха на производствените помещения е 1 mg/m 3 . Производството на хлор, белина и други хлорсъдържащи съединения се отнася до отрасли с вредни условия на труд.