Хлор

1.История открытия хлора и его положение в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.     Хлор Cl₂ (Chlorine; CAS Registry Number 7782-50-5) Хлор впервые был получен К. Шееле в 1774 г.  при нагревании диоксида марганца (MnO₂) с хлористоводородной кислотой (HCl).  Английский химик Г.Дэви предложил назвать получающийся газ chlorine- от греч. chloros-зеленовато-желтый. Французский химик  Ж. Гей-Люссак сократил это название до «хлора». В 1811 г. немецкий химик И.Швейгер предложил для хлора другое название –halogen, дословно обозначающее «солерод». Впоследствии   название галогены стало общим для элементов группы хлора.

Физические и химические свойства. Зеленовато-желтый газ с характерным запахом. Молекулярная масса 70,906г; Т. плавл. —101,3°; т. кип. —34,05°; плотн. 3,214 г/л, по воздуху 2,489; раств. в воде 0,7 г/100 г (20°), 0,2 г/100 г (80°);.коэфф. раств. в воде 1,78 (40°). Легко сжижается в маслянистую желто-зеленую жидкость с плотн. 1,553 (—35°). Весьма реакционноспособен. Взрывоопасные концентрации в смеси с во­дородом 92,2—11,5%. В воде частично гидролизуется до НС1 и НОС1. Один объем воды растворяет при комнатной температуре около 2,5 объемов хлора. Такой раствор называется хлорной водой. При пропускании хлора в охлажденную до 0⁰С воду из раствора выделяются зеленовато-желтые кристаллы клатратного соединения Cl₂∙8H₂O.

В периодической системе элементов Д. И. Менделеева хлор находится в главной подгруппе VII группы. Кроме хлора в эту подгруппу входят фтор, бром, йод, а также радиоактивный эле­мент, получаемый практически только искусственным путем, ас­тат. Элементы этой подгруппы объединяют под общим названием «галогены», т. е. солеобразователи. Все они известны в форме двухатомных  неполярных молекул.

Атомная масса хлора 35,453. Хлор имеет два стабильных изо­топа с массовыми числами 35 и 37 и распространенностью соот­ветственно 75,53 и 24,47%,  а так же семь радиоактивных изотопов .

Электронная структура хлора ls²2s²2p⁶3s²3p⁵. В соединениях хлор проявляет валентность 1 -, 1+, 3 + , 4+, 5+ и 7+. Как и другие галогены, хлор наиболее устойчив в крайних, более всего различающихся, валентных состояниях. Что определяет поведение хлора и его соединений.

В структуре атомов галогенов недостает лишь одного электро­на для завершения оболочки инертного газа, поэтому эти элемен­ты легко образуют отрицательно заряженный ион  и простые ковалентные связи . Фтор, хлор, бром и йод по химическим свойствам являются типичными неметаллами. Свойства этих эле­ментов и их соединений закономерно изменяются е уменьшением электроотрицательности. Фтор, наиболее электроотрицательный из них, является самым реакционноспособным из всех известных элементов. Хлор, бром и иод образуют высоковалентные кисло­родные соединения, в которых галоген проявляет положительную степень окисления.

2.Нахождение хлора в природе.  Содержание хлора в земной коре составляет 4,5 *10^-2%. Вследствие высокой реакционной способности хлор в элементном состоянии встречается только в вулканических газах. В связанном виде он находится в горных породах, в морской, речной и озерных водах, в растительных и животных организмах. Человеческий организм содержит 0,25% хлора по весу.

Связанный хлор является составной частью многих минералов, таких, как галит NaCl, сильвин КС1, сильвинит KCl∙NaCl, карналлит KCl∙MgCl₂∙6H₂О, каинит КС1∙MgSО₄∙3H₂О, бишофит MgCl₂∙6H₂О, тахгидрит CaCl₂∙2MgCl₂∙12H₂О. Иногда встречаются также хлориды тяжелых  металлов, прежде всего в форме двойных соединений, таких, как атакамит 3Cu(OH)₂∙CuCl₂.

     В результате работы воды, разрушавшей горные породы и вымывавшей из них все растворимые составные части на протяжении миллионов лет, соединения хлора скоплялись в морях. Общее содержание сухого вещества в морской и океанической водах 3,43%, а связанного хлора в ней —1,9%. В речной воде концентрация связанного хлора колеблется от 2 до 600 мг/л. Посте­пенное усыхание морей привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей каменной соли (галита), которая служит основным сырьем для получения хлора и его соединений.

3. Получение  хлора.  В промышленности хлор получают в больших количествах путем электролиза водного раствора или расплава хлорида натрия. При электролизе водного раствора с применением инертных электродов (платиновых или угольных) на аноде выделяется С1₂, на катоде — Н₂, в растворе в катодном пространстве образуется NaOH. Хлор можно также получить электролизом 22%-ного раствора хлористоводородной кислоты, образующейся в качестве побочного продукта при хлорировании. Полученный хлор под давлением сгущается в желтую жидкость уже при обычных температурах. Хранят и перевозят хлор в стальных баллонах под давлением ~6 атм.(ГОСТ6718-93 Хлор жидкий технические условия)

В лабораторных условиях хлор получают при слабом нагревании концентрированной хлористоводородной кислоты с диоксидом марганца(IV):

МпO₂ + 4НС1 → МпС1₂ + 2H₂O + С1₂.

Получить хлор, так же можно заменив соляную кислоту смесью NaCl

MnO₂+2NaCl+3H₂SO4→MnSO₄+2NaHSO₄+Cl₂+H₂O

Самым удобным лабораторным  методом получения хлора является окисление соляной кислоты перманганатом калия:

2КМnO₄ + 16НС1 →2КС1 +2МnCl₂ + 5Сl₂ +8Н₂О

В качестве окислителей можно применить так же оксид марганца (IV) MnO₂ или бихромат калия K₂Cr₂O₇.

Избыток хлора можно связать, пропуская его через концентрированные растворы щелочей, с которыми он реагирует по следующему уравнению:

2NaOH+Cl₂→NaClO+NaCl+H₂O. Для связывания остатка хлора применяется так же раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

4. Химические свойства хлора.  Свободный хлор проявляет высокую химическую активность. Он непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами за исключением кислорода, азота и благородных газов. Такие неметаллы, как фосфор, мышьяк, сурьма и кремний, уже при  низкой температуре реагируют с хлором;при этом выделяется большое количество теплоты. При комнатной температуре без освещения хлор практически не взаимодействует с водородом, но при нагревании или на ярком солнечном свету реакция протекает со взрывом.

 Энергично протекает взаимодействие хлора с активными металлами- натрием, калием, магнием.  Металлический натрий в атмосфере хлора сгорает с ослепительной вспышкой, а на стенках сосуда появляется белый налет хлорида натрия

Na+Cl₂→2NaCl

При пропускании хлора через раствор хлорида железа(II) последний окисляется в хлорид железа (III), вследствие чего раствор из бледно-зеленого становится желтым:

2FeCl₂+Cl₂→2FeCl₃

5. Применение хлора. Хлор применяется для хлорирования воды; для получения пластмасс, инсектици­дов, растворителей, дезинфицирующих, отбеливающих, моющих средств; в про­изводстве глицерина, окиси этилена и. др.; в металлургии — для хлорирующего обжига руд цветных металлов. Хлор  так же используют для получения ряда продуктов в различных отраслях химической промышленности, и прежде всего хлорной извести, которую в основном применяют для отбелки. Во все возрастающем количестве его используют для синтетического приготовления хлористоводородной кислоты. Большие количества хлора расходуют в качестве дезинфицирующего средства, например, для питьевой воды. Хлор необходим для синтеза хлорсодержащих органических соединений, которые в большом количестве используют в качестве растворителей для лака и как синтетические материалы.

6.Токсичность хлора. Хлор обладает сильным удушливым запахом. Вдыхание его даже в небольших количествах может привести к воспалению легких со смертельным исходом.

Общий характер действия. Раздражает дыхательные пути. Может вызвать отек легких. Вероятно, С1₂ реагирует с влагой на тканях дыхательных путей; и раздражающее действие оказывают образующиеся при этом O₂ и НС1, а может быть, и более сложные соединения. В крови нарушается содержание свободных аминокислот; в крови и органах –активность некоторых оксидаз.

Предельно допустимая концентрация элементного хлора в воз­духе промышленных предприятий 0,001 мг/л . Вдыхание воздуха, содержащего выше 0,01 % хлора, ведет к острому отрав­лению, признаком которого является появление мучительного кашля. Пострадавшему необходимо прежде всего обеспечить полный покой. В качестве противоядия при острых отравлениях хлором применяют вдыхание паров смеси спирта с эфиром. По­лезно также вдыхание чистого кислорода или паров нашатырного спирта.

 хлористый водород, соляная кислота,  ГОСТ3118-77 Кислота соляная ТУ, аммоний хлористый, ГОСТ3773-72 Аммоний хлористый, ГОСТ742-78 Барий хлористый технический, барий хлористый, ГОСТ450-77 Кальций хлористый ТУ, кальций хлористый, ГОСТ 4234-77 Калий хлористый ТУ, калий хлористый, ГОСТ4525-77 Кобальт хлористый 6 –водный, кобальт хлористый, ГОСТ4233-77 Натрий хлористый ТУ, натрий хлористый, ГОСТ4038-79 Никель(II) хлорид 6-водный, никель хлористый, ГОСТ4147-74 Железо (III) хлорид 6-водное, железо хлорное, Ртуть(II) хлорид ,ртуть хлорная, сулема, ГОСТ4519-78 Ртуть хлорная(сулема), оксиды хлора, Оксид хлора, диоксид хлора, Хлорноватистая кислота НСlO и гипохлориты, Гипохлорит натрия, натрий хлорноватистокислый , ГОСТ11086-76 Гипохлорит натрия ТУ, Гипохлорит кальция ,известь хлорная, известь белильная, ГОСТ 54562-2011 Известь хлорная, Хлористая кислота, хлориты, Хлорноватая кислота, хлораты, Хлорат калия, Хлорная кислота , перхлораты, перхлорат калия. соединение хлора +с водородом, формула соединения кальция +с хлором, соединение аш хлор, формула соединения железа +с хлором, соединение железа 3 +с хлором.