Cl 2 во том. Т - жолто-зелен гас со остар задушувачки мирис, 2,5 пати потежок од воздухот, малку растворлив во вода (~ 6,5 g/l); X. Р. во неполарни органски растворувачи. Во слободна форма се наоѓа само во вулканските гасови.

Начини за добивање

Врз основа на процесот на оксидација на Cl - анјони

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Индустриски

Електролиза на водени раствори на хлориди, почесто NaCl:

2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторија

Оксидација на конц. HCI со различни оксидирачки агенси:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

16HCl + 2KMnO 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O

6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O

14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Хемиски својства

Хлорот е многу силен оксидирачки агенс. Оксидира метали, неметали и сложени материи, претворајќи се во многу стабилни Cl - анјони:

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции со метали

Активните метали во атмосфера на сув гас хлор се запалат и горат; во овој случај, се формираат метални хлориди.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Ниско-активните метали полесно се оксидираат со влажен хлор или неговите водени раствори:

Cl 2 + Cu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Реакции со неметали

Хлорот не комуницира директно само со O 2, N 2, C. Реакциите со други неметали се случуваат под различни услови.

Се формираат неметални халиди. Најважната реакција е интеракцијата со водородот.

Cl 2 + H 2 = 2HC1

Cl 2 + 2S (топење) = S 2 Cl 2

3Cl 2 + 2P = 2PCl 3 (или PCl 5 - повеќе од Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Поместување на слободните неметали (Br 2, I 2, N 2, S) од нивните соединенија

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

3Cl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Непропорционалност на хлорот во вода и водени раствори на алкалии

Како резултат на само-оксидација-саморедукција, некои атоми на хлор се претвораат во Cl - анјони, додека други во позитивна оксидациона состојба се вклучени во ClO - или ClO 3 - анјоните.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO хипохлорна киселина

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O

Овие реакции имаат важно, бидејќи тие доведуваат до производство на соединенија на кислород хлор:

KClO 3 и Ca(ClO) 2 - хипохлорити; KClO 3 - калиум хлорат (Бертоле сол).

Интеракција на хлорот со органски материи

а) замена на атоми на водород во OM молекулите

б) прицврстување на Cl 2 молекули на местото на прекин на повеќе јаглерод-јаглеродни врски

H 2 C = CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлороетан

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлороетан

Водород хлорид и хлороводородна киселина

Гас водород хлорид

Физички и Хемиски својства

HCl - водород хлорид. На врт. Т - безбоен. гас со лут мирис, лесно се втечнува (mp -114°C, bp -85°C). Безводниот HCl, и во гасовита и во течна состојба, е неелектрично спроводлив и хемиски инертен кон металите, металните оксиди и хидроксидите, како и кон многу други супстанции. Ова значи дека во отсуство на вода, водород хлоридот не покажува кисели својства. Само при многу високи температури гасовитиот HCl реагира со метали, дури и со такви нискоактивни како Cu и Ag.
Намалувачките својства на хлоридниот анјон во HCl, исто така, се појавуваат во мала мера: тој се оксидира со флуор во том. Т, а исто така и при висока Т (600°C) во присуство на катализатори, реагира реверзибилно со кислородот:

2HCl + F 2 = Cl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O

Гасовитиот HCl е широко користен во органската синтеза (реакции на хидрохлорирање).

Начини за добивање

1. Синтеза од едноставни материи:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Формиран како нуспроизвод при хлорирање на јаглеводородите:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. Во лабораторија се добива со дејство на конц. H 2 SO 4 за хлориди:

H 2 SO 4 (конк.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (со слабо загревање)

H 2 SO 4 (конк.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (при многу високо загревање)

Воден раствор на HCl - силна киселина (хлороводородна или хлороводородна)

HCl е многу растворлив во вода: на вол. Во 1 литар H 2 O ~ 450 литри гас се раствораат (распуштањето е придружено со ослободување на значително количество топлина). Заситениот раствор има масен дел од HCl еднаков на 36-37%. Овој раствор има многу лут, задушувачки мирис.

Молекулите на HCl во водата речиси целосно се распаѓаат во јони, т.е. воден раствор на HCl е силна киселина.

Хемиски својства на хлороводородна киселина

1. HCl растворен во вода открива сè општи својствакиселини поради присуството на H + јони

HCl → H + + Cl -

Интеракција:

а) со метали (до N):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) со основни и амфотерни оксиди:

2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O

6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O

в) со бази и амфотерни хидроксиди:

2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZN 2 O

г) со соли на послаби киселини:

2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl

д) со амонијак:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции со силни оксидирачки агенси F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl - анјонот се оксидира до слободен халоген:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

За равенките на реакцијата, видете „Производство на хлор“. Посебно значењеима ORR помеѓу хлороводородна и азотна киселина:

Реакции со органски соединенија

Интеракција:

а) со амини (како органски бази)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) со амино киселини (како амфотерни соединенија)

Хлор оксиди и оксокиселини

Киселински оксиди

Киселини

Соли

Хемиски својства

1. Сите хлор оксокиселини и нивните соли се силни оксидирачки агенси.

2. Речиси сите соединенија се распаѓаат кога се загреваат поради интрамолекуларно намалување на оксидација или диспропорција.

Прашок за белење

Хлоричната (белење) вар е мешавина од хипохлорит и калциум хлорид, има белење и дезинфекција. Понекогаш се смета како пример за мешана сол која истовремено содржи анјони на две киселини:

Џавел вода

Воден раствор на калиум хлорид и хапохлорит KCl + KClO + H 2 O

Се земаат предвид физичките својства на хлорот: густината на хлорот, неговата топлинска спроводливост, специфичната топлина и динамичкиот вискозитет на различни температури. Физичките својства на Cl 2 се претставени во форма на табели за течни, цврсти и гасовити состојби на овој халоген.

Основни физички својства на хлорот

Хлорот е вклучен во групата VII од третиот период на периодниот систем на елементи со број 17. Припаѓа на подгрупата халогени, има релативна атомска и молекуларна маса од 35.453 и 70.906, соодветно. На температури над -30°C, хлорот е зеленикаво-жолт гас со карактеристичен силен, иритирачки мирис. Лесно се втечнува под нормален притисок (1,013 10 5 Pa), кога се лади до -34 ° C и формира проѕирна килибарна течност што се зацврстува на температура од -101 ° C.

Поради високата хемиска активност, слободниот хлор не се јавува во природата, туку постои само во форма на соединенија. Се наоѓа главно во минералот халит (), а исто така е дел од такви минерали како што се силвит (KCl), карналит (KCl MgCl 2 6H 2 O) и силвинит (KCl NaCl). Содржината на хлор во земјината кора се приближува до 0,02% од вкупниот број атоми на земјината кора, каде што се наоѓа во форма на два изотопи 35 Cl и 37 Cl во процентуален сооднос од 75,77% 35 Cl и 24,23% 37 Cl .

Густина на хлор

Во нормални услови, хлорот е тежок гас со приближно 2,5 пати поголема густина. Густина на гасовит и течен хлор во нормални услови (на 0°C) е еднаква на 3,214 и 1468 kg/m3, соодветно. Кога се загрева течен или гасовит хлор, неговата густина се намалува поради зголемување на волуменот поради термичка експанзија.

Густина на гасот хлор

Табелата ја прикажува густината на хлорот во гасовита состојба на различни температури (кои се движат од -30 до 140°C) и нормален атмосферски притисок (1,013·10 5 Pa). Густината на хлорот се менува со температурата - се намалува кога се загрева. На пример, на 20°C густината на хлорот е 2,985 kg/m3, а кога температурата на овој гас се зголемува до 100°C, вредноста на густината се намалува до вредност од 2,328 kg/m 3.

Како што се зголемува притисокот, густината на хлорот се зголемува. Табелите подолу ја покажуваат густината на гасот хлор во температурен опсег од -40 до 140°C и притисок од 26,6·10 5 до 213·10 5 Pa. Со зголемување на притисокот, пропорционално се зголемува густината на хлорот во гасовита состојба. На пример, зголемувањето на притисокот на хлорот од 53,2·10 5 на 106,4·10 5 Pa на температура од 10 ° C доведува до двојно зголемување на густината на овој гас.

Густина на течен хлор

Течниот хлор може да постои во релативно тесен температурен опсег, чии граници лежат од минус 100,5 до плус 144 ° C (односно, од точката на топење до критичната температура). Над температура од 144°C, хлорот нема да се претвори во течна состојба под никаков притисок. Густината на течниот хлор во овој температурен опсег варира од 1717 до 573 kg/m3.

Специфичен топлински капацитет на хлор

Специфичниот топлински капацитет на гасот хлор C p во kJ/(kg K) во температурен опсег од 0 до 1200°C и нормалниот атмосферски притисок може да се пресмета со формулата:

каде што Т е апсолутна температура на хлорот во степени Келвини.

Треба да се напомене дека во нормални услови специфичниот топлински капацитет на хлорот е 471 J/(kg K) и се зголемува кога се загрева. Зголемувањето на топлинскиот капацитет на температури над 500°C станува незначително, а при високи температуриСпецифичниот топлински капацитет на хлорот останува практично непроменет.

Во табелата се прикажани резултатите од пресметувањето на специфичната топлина на хлорот со помош на горната формула (грешката во пресметката е околу 1%).

На температури блиску до апсолутна нула, хлорот е во цврста состојба и има низок специфичен топлински капацитет (19 J/(kg K)). Како што се зголемува температурата на цврстиот Cl 2, неговиот топлински капацитет се зголемува и достигнува вредност од 720 J/(kg K) на минус 143°C.

Течниот хлор има специфичен топлински капацитет од 918...949 J/(kg K) во опсег од 0 до -90 степени Целзиусови. Табелата покажува дека специфичниот топлински капацитет на течниот хлор е поголем од оној на гасовитиот хлор и се намалува со зголемување на температурата.

Топлинска спроводливост на хлорот

Во табелата се прикажани вредностите на коефициентите на топлинска спроводливост на гасот хлор при нормален атмосферски притисок во температурен опсег од -70 до 400 ° C.

Коефициентот на топлинска спроводливост на хлорот во нормални услови е 0,0079 W/(m deg), што е 3 пати помало отколку при иста температура и притисок. Греењето на хлорот доведува до зголемување на неговата топлинска спроводливост. Така, на температура од 100°C, вредноста на ова физичко својство на хлорот се зголемува на 0,0114 W/(m deg).

Вискозност на хлор

Коефициентот на динамичка вискозност на гасовитиот хлор во температурен опсег 20...500°C може приближно да се пресмета со помош на формулата:

каде η T е коефициент на динамичка вискозност на хлорот на дадена температура T, K;
η T 0 - коефициент на динамичка вискозност на хлор на температура T 0 = 273 K (при нормални услови);
C е Сатерленд константа (за хлор C = 351).

Во нормални услови, динамичкиот вискозитет на хлорот е 0,0123·10-3 Pa·s. Кога се загрева, физичкото својство на хлорот, како што е вискозноста, добива повисоки вредности.

Течниот хлор има вискозитет по ред по големина од гасовитиот хлор. На пример, на температура од 20°C, динамичкиот вискозитет на течниот хлор има вредност од 0,345·10-3 Pa·s и се намалува со зголемување на температурата.

Извори:

1. Барков С.А. Халогени и подгрупа на манган. Елементи од групата VII од периодниот систем на Д.И. Менделеев. Прирачник за студенти. М.: Образование, 1976 - 112 стр.
2. Табели на физички величини. Директориум. Ед. акад. I. K. Кикојна. М.: Атомиздат, 1976 - 1008 стр.
3. Yakimenko L. M., Pasmanik M. I. Прирачник за производство на хлор, каустична сода и основни производи од хлор. Ед. 2-ри, на. и други М.: Хемија, 1976 - 440 стр.

Хлор

ХЛОР-А; м.[од грчки chlōros - бледо зелена] Хемиски елемент (Cl), асфиксирачки гас со зеленикаво-жолта боја со лут мирис (се користи како отровно и средство за дезинфекција). Соединенија на хлор. Труење со хлор.

◁ Хлор (види).

(лат. Хлорум), хемиски елемент од групата VII од периодниот систем, припаѓа на халогените. Името доаѓа од грчкиот chlōros - жолто-зелена боја. Слободниот хлор се состои од диатомски молекули (Cl 2); жолто-зелен гас со лут мирис; густина 3,214 g/l; т pl -101°C; ткип -33,97°C; на обични температури лесно се втечнува под притисок од 0,6 MPa. Хемиски многу активен (оксидирачки агенс). Главните минерали се халит (карпеста сол), силвит, бишофит; морската вода содржи хлориди на натриум, калиум, магнезиум и други елементи. Се користат во производството на органски соединенија што содржат хлор (60-75%), неоргански материи (10-20%), за белење на целулоза и ткаенини (5-15%), за санитарни потреби и дезинфекција (хлорирање) на водата . Токсични.

ХЛОР (лат. Хлор), Cl (читај „хлор“), хемиски елемент со атомски број 17, атомска маса 35,453. Во својата слободна форма тоа е жолто-зелен тежок гас со остар задушувачки мирис (оттука и името: грчки хлорос - жолто-зелена).
Природниот хлор е мешавина од два нуклиди (цм.НУКЛИД)со масени броеви 35 (во мешавина од 75,77% по маса) и 37 (24,23%). Конфигурација на надворешниот електронски слој 3 с 2 стр 5 . Во соединенијата покажува главно оксидациски состојби -1, +1, +3, +5 и +7 (валенции I, III, V и VII). Сместено во третиот период во групата VIIA од периодниот систем на елементи на Менделеев, припаѓа на халогените (цм.ХАЛОГЕН).
Радиусот на неутралниот атом на хлор е 0,099 nm, јонските радиуси се, соодветно (вредностите на координативниот број се означени во загради): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) и Clr 7+ 0,022 nm (3) и 0,041 nm (6). Секвенцијалните енергии на јонизација на неутралниот атом на хлор се, соодветно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 и 114,3 eV. Афинитет на електрони 3,614 eV. Според Паулинговата скала, електронегативноста на хлорот е 3,16.
Историја на откривање
Најважното хемиско соединение на хлорот - кујнска сол (хемиска формула NaCl, хемиско име натриум хлорид) - му е познато на човекот уште од античко време. Постојат докази дека екстракцијата на кујнска сол била извршена уште 3-4 илјади години пред нашата ера во Либија. Можно е, користејќи кујнска сол за разни манипулации, алхемичарите да наишле и на гас со хлор. За да се раствори „кралот на металите“ - златото - тие користеа „аква регија“ - мешавина од хлороводородна и азотна киселина, чија интеракција ослободува хлор.
За прв пат, гасот хлор е добиен и детално опишан од шведскиот хемичар К. Шеле (цм.ШИЛЕ Карл Вилхелм)во 1774 година. Ја загреал хлороводородната киселина со минералот пиролузит (цм.ПИРОЛУЗИТ) MnO 2 и забележано е ослободување на жолто-зелен гас со лут мирис. Бидејќи во тие денови преовладуваше теоријата на флогистон (цм.ФЛОГИСТОН)Шеле го сметаше новиот гас како „дефлогистонизирана хлороводородна киселина“, т.е. како оксид (оксид) на хлороводородна киселина. А. Лавоазие (цм.ЛАВОАЗЕР Антоан Лоран)го сметаше гасот како оксид на елементот „мурија“ (хлороводородна киселина се нарекуваше муричка киселина, од латинскиот muria - саламура). Истата гледна точка прв ја сподели и англискиот научник Г. Дејви (цм.ДЕЈВИ Хемфри), кој потрошил многу време разградувајќи го „муриум оксидот“ на едноставни супстанции. Не успеал и до 1811 година Дејви дошол до заклучок дека овој гас е едноставна супстанција и дека хемискиот елемент му одговара. Дејви беше првиот што предложи да се нарече хлор во согласност со жолто-зелената боја на гасот. Името „хлор“ му било дадено на елементот во 1812 година од францускиот хемичар J. L. Gay-Lussac. (цм.ГЕЈ ЛУСАК Џозеф Луис); тоа е прифатено во сите земји освен Велика Британија и САД, каде што е зачувано името што го воведе Дејви. Беше предложено овој елемент да се нарекува „халоген“ (т.е. произведува сол), но со текот на времето стана општо име за сите елементи од групата VIIA.
Да се ​​биде во природа
Содржината на хлор во земјината кора е 0,013% по маса, тој е присутен во забележливи концентрации во форма на јон Cl-. морска вода(просечно околу 18,8 g/l). Хемиски, хлорот е многу активен и затоа не се јавува во слободна форма во природата. Тој е дел од таквите минерали кои формираат големи наслаги, како што се масата или камената сол (халит (цм. HALITE)) NaCl, карналит (цм.КАРНАЛИТ) KCl MgCl 2 6H 21 O, силвин (цм.СИЛВИН) KCl, силвинит (Na, K)Cl, каинит (цм.КАЈНИТ) KCl MgSO 4 3H 2 O, бишофит (цм.БИШОФИТ) MgCl 2 · 6H 2 O и многу други. Хлорот може да се најде во различни карпи и почва.
Потврда
За производство на гас на хлор, се користи електролиза на силен воден раствор на NaCl (понекогаш се користи KCl). Електролизата се изведува со помош на мембрана за размена на катјони што ги одвојува катодните и анодните простори. Згора на тоа, поради процесот
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
три вредни хемиски производи се добиваат одеднаш: хлор на анодата, водород на катодата (цм.ВОДОРОД), а алкалите се акумулираат во електролизаторот (1,13 тони NaOH за секој произведен тон хлор). Производството на хлор со електролиза бара големи количини електрична енергија: од 2,3 до 3,7 MW се троши за производство на 1 тон хлор.
За да се добие хлор во лабораторија, тие ја користат реакцијата на концентрирана хлороводородна киселина со кое било силно оксидирачко средство (калиум перманганат KMnO 4, калиум дихромат K 2 Cr 2 O 7, калиум хлорат KClO 3, белило CaClOCl, манган MIVO) ). Најпогодно е да се користи калиум перманганат за овие цели: во овој случај, реакцијата продолжува без загревање:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
Доколку е потребно, хлорот во течна (под притисок) форма се транспортира во железнички резервоари или во челични цилиндри. Цилиндрите со хлор имаат посебно обележување, но дури и без него, цилиндарот со хлор може лесно да се разликува од цилиндрите со други нетоксични гасови. Дното на цилиндрите со хлор е обликувано како хемисфера, а цилиндарот со течен хлор не може да се постави вертикално без поддршка.
Физички и хемиски својства
Во нормални услови, хлорот е жолто-зелен гас, густината на гасот на 25°C е 3,214 g/dm 3 (околу 2,5 пати поголема од густината на воздухот). Точката на топење на цврстиот хлор е –100,98°C, точката на вриење е –33,97°C. Стандардниот електроден потенцијал Cl 2 /Cl - во воден раствор е +1,3583 V.
Во слободна состојба, постои во форма на дијатомски Cl 2 молекули. Меѓунуклеарното растојание во оваа молекула е 0,1987 nm. Електронскиот афинитет на молекулата Cl 2 е 2,45 eV, потенцијалот на јонизација е 11,48 eV. Енергијата на дисоцијација на молекулите на Cl 2 во атоми е релативно мала и изнесува 239,23 kJ/mol.
Хлорот е малку растворлив во вода. На температура од 0°C, растворливоста е 1,44 wt.%, на 20°C - 0.711°C wt.%, на 60°C - 0.323 wt. %. Растворот на хлор во вода се нарекува хлорна вода. Во водата со хлор се воспоставува рамнотежа:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
За да се префрли оваа рамнотежа налево, т.е. да се намали растворливоста на хлорот во вода, во водата треба да се додаде или натриум хлорид NaCl или некоја неиспарлива силна киселина (на пример, сулфурна).
Хлорот е високо растворлив во многу неполарни течности. Самиот течен хлор служи како растворувач за супстанции како што се BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
Поради малата енергија на дисоцијација на молекулите Cl 2 во атомите и високиот електронски афинитет на атомот на хлор, хемиски хлорот е многу активен. Директно реагира со повеќето метали (вклучувајќи, на пример, злато) и многу неметали. Значи, без загревање, хлорот реагира со алкална (цм.АЛКАЛНИ МЕТАЛИ)и земноалкалните метали (цм.АЛКАЛНИ ЗЕМЈИНИ МЕТАЛИ), со антимон:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Кога се загрева, хлорот реагира со алуминиум:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
и железо:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Хлорот реагира со водород H2 или кога се запали (хлорот тивко гори во водородна атмосфера), или кога мешавина од хлор и водород се озрачува со ултравиолетова светлина. Во овој случај, се појавува водород хлорид гас HCl:
H 2 + Cl 2 = 2HCl.
Растворот на водород хлорид во вода се нарекува хлороводородна киселина (цм.ХЛОРОВОДОРОДНА КИСЕЛИНА)(хлороводородна киселина. Максималната масовна концентрација на хлороводородна киселина е околу 38%. Соли на хлороводородна киселина - хлориди (цм.ХЛОРИДИ), на пример, амониум хлорид NH 4 Cl, калциум хлорид CaCl 2, бариум хлорид BaCl 2 и други. Многу хлориди се многу растворливи во вода. Сребрен хлорид AgCl е практично нерастворлив во вода и во кисели водени раствори. Квалитативна реакција на присуството на хлоридни јони во растворот е формирање на бел талог AgCl со јони Ag +, практично нерастворлив во средина на азотна киселина:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
На собна температура, хлорот реагира со сулфур (се формира таканаречениот сулфур монохлорид S 2 Cl 2) и флуор (се формираат соединенијата ClF и ClF 3). Кога се загрева, хлорот влегува во интеракција со фосфор (во зависност од условите на реакцијата, формирајќи соединенија PCl 3 или PCl 5), арсен, бор и други неметали. Хлорот не реагира директно со кислород, азот, јаглерод (бројни хлорни соединенија со овие елементи се добиваат индиректно) и инертни гасови (во Во последно времеНаучниците најдоа начини да ги активираат таквите реакции и да ги спроведат „директно“). Со други халогени, хлорот формира интерхалогени соединенија, на пример, многу силни оксидирачки агенси - флуориди ClF, ClF 3, ClF 5. Оксидационата моќ на хлорот е поголема од бромот, така што хлорот го поместува бромидниот јон од растворите на броми, на пример:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлорот се подложува на реакции на супституција со многу органски соединенија, на пример, со метан CH4 и бензен C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl или C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Молекулата на хлор е способна да се закачи преку повеќе врски (двојни и тројни) за органски соединенија, на пример, за етилен C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 ClCH 2 Cl.
Хлорот е во интеракција со водени раствори на алкали. Ако реакцијата се случи на собна температура, се формираат хлорид (на пример, калиум хлорид KCl) и хипохлорит (цм.ХИПОХЛОРИТИ)(на пример, калиум хипохлорит KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Кога хлорот е во интеракција со топол (температура околу 70-80°C) алкален раствор, се формираат соодветните хлориди и хлорат. (цм.ХЛОРАТИ), На пример:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O.
Кога хлорот е во интеракција со влажна кашеста маса од калциум хидроксид Ca(OH) 2, се формира белило (цм.ПРАШОТ ЗА Белење)(„белило“) CaClOCl.
Состојбата на оксидација на хлорот +1 одговара на слаба, нестабилна хипохлорна киселина (цм.Хипохлорна киселина) HClO. Неговите соли се хипохлорити, на пример, NaClO - натриум хипохлорит. Хипохлоритите се силни оксидирачки агенси и широко се користат како средства за белење и дезинфекција. Кога хипохлоритите, особено белилото, комуницираат со јаглерод диоксид CO 2, меѓу другите производи се формира испарлива хипохлорна киселина. (цм.Хипохлорна киселина), кој може да се распадне за да ослободи хлор оксид (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Токму мирисот на овој гас, Cl 2 O, е карактеристичниот мирис на „белилото“.
Состојбата на оксидација на хлорот +3 одговара на нискостабилната киселина со средна јачина HClO 2. Оваа киселина се нарекува хлорна киселина, нејзините соли се нарекуваат хлорити (цм.ХЛОРИТИ (соли)), на пример, NaClO 2 - натриум хлорит.
Состојбата на оксидација на хлорот +4 одговара само на едно соединение - хлор диоксид ClO 2.
Состојбата на оксидација на хлорот +5 одговара на силна, стабилна само во водени раствори при концентрации под 40%, перхлорна киселина (цм.Хипохлорна киселина) HClO 3. Неговите соли се хлорати, на пример, калиум хлорат KClO 3.
Состојбата на оксидација на хлорот +6 одговара само на едно соединение - хлор триоксид ClO 3 (постои во форма на димер Cl 2 O 6).
Состојбата на оксидација на хлорот +7 одговара на многу силна и прилично стабилна перхлорна киселина (цм.ПЕРХЛОРНА КИСЕЛИНА) HClO 4. Нејзините соли се перхлорати (цм.ПЕРХЛОРАТИ), на пример, амониум перхлорат NH 4 ClO 4 или калиум перхлорат KClO 4. Треба да се напомене дека перхлоратите на тешките алкални метали - калиум, а особено рубидиум и цезиум - се малку растворливи во вода. Оксидот што одговара на состојбата на оксидација на хлорот е +7 - Cl 2 O 7.
Меѓу соединенијата кои содржат хлор во позитивна оксидациска состојба, хипохлоритите имаат најсилни оксидирачки својства. За перхлоратите, оксидирачките својства се некарактеристични.
Апликација
Хлорот е еден од најважните производи на хемиската индустрија. Неговото глобално производство изнесува десетици милиони тони годишно. Хлорот се користи за производство на средства за дезинфекција и белило (натриум хипохлорит, белило и други), хлороводородна киселина, хлориди на многу метали и неметали, многу пластика (поливинил хлорид (цм.ПОЛИВИНИЛ ХЛОРИД)и други), растворувачи кои содржат хлор (дихлороетан CH 2 ClCH 2 Cl, јаглерод тетрахлорид CCl 4, итн.), за отворање руди, одвојување и прочистување на метали итн. Хлорот се користи за дезинфекција на водата (хлорирање (цм.ХЛОРИРАЊЕ)) и за многу други цели.
Биолошка улога
Хлорот е еден од најважните биогени елементи (цм.БИОГЕНИ ЕЛЕМЕНТИ)и е дел од сите живи организми. Некои растенија, таканаречените халофити, не само што се способни да растат во многу солени почви, туку и акумулираат големи количини на хлориди. Познати се микроорганизми (халобактерии и др.) и животни кои живеат во услови на висока соленост. Хлорот е еден од главните елементи на метаболизмот на вода-сол кај животните и луѓето, кој ги одредува физичките и хемиските процеси во ткивата на телото. Тој е вклучен во одржување на киселинско-базната рамнотежа во ткивата, осморегулација (цм.ОСМОРЕГУЛАЦИЈА)(хлорот е главната осмотски активна супстанција во крвта, лимфата и другите телесни течности), главно надвор од клетките. Во растенијата, хлорот учествува во оксидативните реакции и фотосинтезата.
Човечкото мускулно ткиво содржи 0,20-0,52% хлор, коскеното ткиво - 0,09%; во крвта - 2,89 g/l. Просечното тело на човек (телесна тежина 70 kg) содржи 95 g хлор. Секој ден човек добива 3-6 g хлор од храната, што повеќе од ја покрива потребата од овој елемент.
Карактеристики на работа со хлор
Хлорот е отровен асфиксирачки гас, доколку навлезе во белите дробови, предизвикува изгореници на ткивото на белите дробови и задушување. Има иритирачки ефект на респираторниот тракт при концентрација во воздухот од околу 0,006 mg/l. Хлорот беше еден од првите хемиски отрови (цм.ОТРОВНИ СУПСТАНЦИИ), користена од Германија во Првата светска војна. Кога работите со хлор, треба да користите заштитна облека, маска за гас и ракавици. На кратко времеМожете да ги заштитите вашите респираторни органи од навлегување на хлор во нив со платнена завој навлажнета со раствор од натриум сулфит Na 2 SO 3 или натриум тиосулфат Na 2 S 2 O 3 . Максималната дозволена концентрација на хлор во воздухот на работните простории е 1 mg/m 3, во воздухот на населените места 0,03 mg/m 3.

енциклопедиски речник. 2009 .

Погледнете што е „хлор“ во другите речници:

Хлор, ах... Руски збор стрес

хлор- хлор и... Руски правописен речник

хлор- хлор/... Морфемичко-правописен речник

- (грчки хлорос зеленикаво жолто). Хемиски едноставно, гасовито тело, со зеленикаво-жолта боја, лут, иритирачки мирис, кој има способност да ја обезбојува растителната материја. Речник странски зборови, вклучен во рускиот јазик... Речник на странски зборови на рускиот јазик

- (симбол C1), широко распространет неметален елемент, еден од ХАЛОГЕНИТЕ (елементи од седмата група на периодниот систем), првпат откриен во 1774 година. Таа е дел од кујнската сол (NaCl). Хлорот е зеленикаво жолт... Научно-технички енциклопедиски речник

ХЛОР- ХЛОР, С12, хемиски. елемент, атомски број 17, атомска тежина 35,457. Во групата VII од III период, атомите на хлор имаат 7 надворешни електрони, поради што X се однесува како типичен едновалентен металоид. X. поделена на изотопи со атомски... ... Голема медицинска енциклопедија

Хлор- обично се добива со електролиза на хлориди на алкални метали, особено натриум хлорид. Хлорот е зеленикаво-жолт, асфиксирачки, корозивен гас кој е 2,5 пати погуст од воздухот, малку растворлив во вода и лесно се втечнува. Обично се транспортираат ... Официјална терминологија

Хлор- (Хлор), Cl, хемиски елемент од групата VII од периодниот систем, атомски број 17, атомска маса 35,453; се однесува на халогени; жолто-зелен гас, точка на вриење 33,97°C. Се користи во производството на поливинил хлорид, хлоропренска гума,... ... Илустриран енциклопедиски речник

ХЛОР, хлор, мн. не, сопруг (од грчки хлорос зелено) (хемиски). Употребен е хемиски елемент, гас што асфиксира. во технологијата, во санитарните услови како средство за дезинфекција и во војувањето како отровна материја. Објаснувачкиот речник на Ушаков. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 ... Објаснувачкиот речник на Ушаков

Хлор... Почетен дел од сложените зборови, воведување на значењето на зборовите: хлор, хлорид (органохлор, хлороацетон, хлоробензен, хлорометан и др.). Ефремовиот објаснувачки речник. Т. Ф. Ефремова. 2000... Современ објаснувачки речник на рускиот јазик од Ефремова

Книги

• Руски театар или Комплетна колекција на сите руски театарски дела. Дел 24. Опери: Професор чувар. - И. Књажнин. Несреќа од кочијата. - Радоста на Душинка. - се шегува морнарот. - . Хлор Царевич, ,. Книгата е препечатување од 1786 година. И покрај тоа што е направена сериозна работа за враќање на оригиналниот квалитет на публикацијата, некои страници може да ...

Хлор(од грчкиот χλωρ?ς - „зелен“) - елемент од главната подгрупа од седмата група, третиот период од периодичниот систем на хемиски елементи на Д. И. Менделеев, со атомски број 17. Означено со симболот Cl(лат. Хлорум). Хемиски активен неметал. Тој е дел од групата халогени (првично името „халоген“ го користел германскиот хемичар Швајгер за хлор [буквално, „халоген“ се преведува како сол), но не се фатил, а потоа станал вообичаен за групата VII. на елементи, што вклучува хлор).

Едноставната супстанција хлор (CAS број: 7782-50-5) во нормални услови е отровен гас со жолтеникаво-зелена боја, со лут мирис. Молекулата на хлорот е дијатомска (формула Cl 2).

Историја на откривањето на хлорот

Гасовит безводен водород хлорид првпат бил собран од Ј. Присли во 1772 година. (над течна жива). Хлорот првпат бил добиен во 1774 година од Шеле, кој го опишал неговото ослободување за време на интеракцијата на пиролизитот со хлороводородна киселина во неговиот трактат за пиролизит:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Шеле го забележал мирисот на хлорот, сличен на мирисот на аква регија, неговата способност да реагира со злато и цинабар и неговите својства за белење.

Меѓутоа, Шеле, во согласност со теоријата на флогистон, која беше доминантна во хемијата во тоа време, сугерираше дека хлорот е дефлогистичка хлороводородна киселина, односно оксид на хлороводородна киселина. Бертоле и Лавоазие сугерираа дека хлорот е оксид на елементот Мурија, сепак, обидите да се изолира останаа неуспешни сè до работата на Дејви, кој успеа да ја разложи кујнската сол на натриум и хлор со електролиза.

Дистрибуција во природата

Постојат два изотопи на хлор кои се наоѓаат во природата: 35 Cl и 37 Cl. Во земјината кора, хлорот е најчестиот халоген. Хлорот е многу активен - директно се комбинира со речиси сите елементи на периодниот систем. Затоа, во природата го има само во форма на соединенија во минералите: халит NaCl, силвит KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H2O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 3H2. резервите на хлор се содржани во солите на водите на морињата и океаните (содржината во морската вода е 19 g/l). Хлорот сочинува 0,025% од вкупниот број атоми во земјината кора, кларковниот број на хлор е 0,017%, а човечкото тело содржи 0,25% јони на хлор по маса. Во човечкото и животинското тело, хлорот се наоѓа главно во меѓуклеточните течности (вклучувајќи крв) и игра важна улогаво регулирањето на осмотските процеси, како и во процесите поврзани со работата на нервните клетки.

Физички и физичко-хемиски својства

Во нормални услови, хлорот е жолто-зелен гас со задушувачки мирис. Некои од неговите физички својства се претставени во табелата.

Некои физички својства на хлорот

Гасот хлор релативно лесно се втечнува. Почнувајќи од притисок од 0,8 MPa (8 атмосфери), хлорот ќе биде течен веќе на собна температура. Кога се лади на -34 °C, хлорот исто така станува течен при нормален атмосферски притисок. Течниот хлор е жолто-зелена течност која е многу корозивна (поради високата концентрација на молекули). Со зголемување на притисокот, можно е да се постигне постоење на течен хлор до температура од +144 °C (критична температура) при критичен притисок од 7,6 MPa.

На температури под -101 °C, течниот хлор се кристализира во ортохомбична решетка со вселенската група Cmcaи параметри a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Под 100 K, орторомбичната модификација на кристалниот хлор станува тетрагонална, имајќи вселенска група P4 2/cmи параметри на решетка a=8,56 Å и c=6,12 Å.

Растворливост

Степенот на дисоцијација на молекулата на хлор Cl 2 → 2Cl. На 1000 K е 2,07×10 −4%, а на 2500 K е 0,909%.

Прагот за перцепција на мирис во воздухот е 0,003 (mg/l).

Во однос на електричната спроводливост, течниот хлор се рангира меѓу најсилните изолатори: тој спроведува струја речиси милијарда пати полошо од дестилирана вода и 10 22 пати полошо од среброто. Брзината на звукот во хлорот е приближно еден и пол пати помала отколку во воздухот.

Хемиски својства

Структура на електронската обвивка

Валентното ниво на атом на хлор содржи 1 неспарен електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, така што валентноста од 1 за атом на хлор е многу стабилна. Поради присуството на неокупирана орбитала од d-подниво во атомот на хлор, атомот на хлор може да покаже и други валенции. Шема на формирање на возбудени состојби на атомот:

Познати се и соединенијата на хлор во кои атомот на хлор формално покажува валентност 4 и 6, на пример ClO 2 и Cl 2 O 6. Сепак, овие соединенија се радикали, што значи дека имаат еден неспарен електрон.

Интеракција со метали

Хлорот директно реагира со речиси сите метали (со некои само во присуство на влага или кога се загрева):

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

Интеракција со неметали

Со неметали (освен јаглерод, азот, кислород и инертни гасови), тој ги формира соодветните хлориди.

На светлина или кога се загрева, тој реагира активно (понекогаш со експлозија) со водород според радикален механизам. Мешавините на хлор со водород, кои содржат од 5,8 до 88,3% водород, експлодираат при зрачење и формираат водород хлорид. Мешавина од хлор и водород во мали концентрации гори со безбоен или жолто-зелен пламен. Максимална температураВодород-хлор пламен 2200 °C.:

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

Со кислород, хлорот формира оксиди во кои покажува состојба на оксидација од +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Имаат лут мирис, термички и фотохемиски се нестабилни и се склони кон експлозивно распаѓање.

Кога се реагира со флуор, не се формира хлорид, туку флуор:

Cl 2 + 3F 2 (пр.) → 2ClF 3

Други својства

Хлорот ги менува бромот и јод од нивните соединенија со водород и метали:

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

При реакција со јаглерод моноксид, се формира фосген:

Cl 2 + CO → COCl 2

Кога се раствора во вода или алкали, хлорот дисмутира, формирајќи хипохлорни (и кога се загрева, перхлорна) и хлороводородна киселина или нивни соли:

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

Хлорирањето на сувиот калциум хидроксид произведува белило:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl (OCl) + H 2 O

Ефектот на хлорот врз амонијак, азот трихлорид може да се добие:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Оксидирачки својства на хлорот

Хлорот е многу силен оксидирачки агенс.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакции со органски материи

Со заситени соединенија:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Се врзува за незаситени соединенија преку повеќе врски:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматичните соединенија заменуваат атом на водород со хлор во присуство на катализатори (на пример, AlCl 3 или FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Начини за добивање

Индустриски методи

Првично, индустрискиот метод за производство на хлор се засноваше на методот Шеле, односно реакцијата на пиролузит со хлороводородна киселина:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Во 1867 година, Дикон развил метод за производство на хлор со каталитичка оксидација на водород хлорид со атмосферски кислород. Процесот Дикон моментално се користи за враќање на хлорот од водород хлорид, нуспроизвод од индустриското хлорирање на органски соединенија.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Денес, хлорот се произведува на индустриско ниво заедно со натриум хидроксид и водород со електролиза на раствор од кујнска сол:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анода: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Катода: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −

Бидејќи електролизата на водата се случува паралелно со електролизата на натриум хлорид, целокупната равенка може да се изрази на следниов начин:

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

Се користат три варијанти на електрохемискиот метод за производство на хлор. Две од нив се електролиза со цврста катода: дијафрагма и мембрански методи, третата е електролиза со течна жива катода (метод на производство на жива). Меѓу електрохемиските методи на производство, најлесниот и најзгодниот метод е електролизата со жива катода, но овој метод предизвикува значителна штета животната срединакако резултат на испарување и истекување на метална жива.

Метод на дијафрагма со цврста катода

Шуплината на електролизаторот е поделена со порозна азбестна преграда - дијафрагма - на катодни и анодни простори, каде што соодветно се наоѓаат катодата и анодата на електролизаторот. Затоа, таков електролизатор често се нарекува дијафрагма, а методот на производство е електролиза на дијафрагмата. Проток на заситен анолит (раствор на NaCl) континуирано влегува во анодниот простор на електролизаторот на дијафрагмата. Како резултат на електрохемискиот процес, хлорот се ослободува на анодата поради распаѓањето на халитот, а водородот се ослободува на катодата поради распаѓањето на водата. Во овој случај, зоната во близина на катодата е збогатена со натриум хидроксид.

Мембрански метод со цврста катода

Методот на мембрана е суштински сличен на методот на дијафрагмата, но анодните и катодните простори се одделени со полимерна мембрана за размена на катјони. Методот на производство на мембрана е поефикасен од методот на дијафрагмата, но потежок за употреба.

Метод на жива со течна катода

Процесот се изведува во електролитичка бања, која се состои од електролизатор, разградувач и жива пумпа, меѓусебно поврзани со комуникации. Во електролитичката бања, живата циркулира под дејство на жива пумпа, поминувајќи низ електролизаторот и разградувачот. Катодата на електролизаторот е проток на жива. Аноди - графит или слабо абење. Заедно со живата, низ електролизаторот непрекинато тече млаз од анолит, раствор на натриум хлорид. Како резултат на електрохемиското распаѓање на хлоридот, на анодата се формираат молекули на хлор, а на катодата, ослободениот натриум се раствора во жива, формирајќи амалгам.

Лабораториски методи

Во лабораториите, за производство на хлор, обично се користат процеси засновани на оксидација на водород хлорид со силни оксидирачки агенси (на пример, манган (IV) оксид, калиум перманганат, калиум 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

Складирање на хлор

Произведениот хлор се складира во специјални „цистерни“ или се пумпа во челични цилиндри под висок притисок. Цилиндрите со течен хлор под притисок имаат посебна боја - мочуришна боја. Треба да се напомене дека при долготрајна употреба на цилиндрите со хлор, во нив се акумулира екстремно експлозивен азот трихлорид, и затоа, од време на време, цилиндрите со хлор мора да се подложат на рутинско миење и чистење на азот хлорид.

Стандарди за квалитет на хлор

Според ГОСТ 6718-93 „Течен хлор. Технички спецификации“ се произведуваат следните степени на хлор

Апликација

Хлорот се користи во многу индустрии, наука и потреби на домаќинствата:

• Во производството на поливинил хлорид, пластични соединенија, синтетичка гума, од која се прават: изолација од жица, профили на прозорци, материјали за пакување, облека и чевли, линолеум и грамофонски плочи, лакови, опрема и пена пластика, играчки, делови за инструменти, градежни материјали . Поливинил хлоридот се произведува со полимеризација на винил хлорид, кој денес најчесто се произведува од етилен со методот на хлорно балансирана преку интермедиерниот 1,2-дихлороетан.
• Својствата за белење на хлорот се познати одамна, иако самиот хлор не „белее“, туку атомскиот кислород, кој се формира при разградувањето на хипохлорната киселина: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + О.. Овој метод на белење на ткаенини, хартија, картон се користи веќе неколку векови.
• Производство на органохлорни инсектициди - супстанции кои убиваат инсекти штетни за земјоделските култури, но се безбедни за растенијата. Значителен дел од произведениот хлор се троши за добивање производи за заштита на растенијата. Еден од најважните инсектициди е хексахлороциклохексан (често наречен хексахлоран). Оваа супстанца за прв пат беше синтетизирана во 1825 година од Фарадеј, но таа најде практична примена дури повеќе од 100 години подоцна - во 30-тите години на дваесеттиот век.
• Се користел како средство за хемиска војна, како и за производство на други хемиски средства за војување: иперит, фосген.
• За дезинфекција на вода - „хлорирање“. Најчестиот метод за дезинфекција на водата за пиење; се заснова на способноста на слободниот хлор и неговите соединенија да ги инхибираат ензимските системи на микроорганизмите кои ги катализираат процесите на редокс. За дезинфекција на водата за пиење се користат: хлор, хлор диоксид, хлорамин и белило. SanPiN 2.1.4.1074-01 ги утврдува следните граници (коридор) на дозволената содржина на слободен остаток на хлор во пиење водацентрализирано водоснабдување 0,3 - 0,5 mg/l. Голем број научници, па дури и политичари во Русија го критикуваат самиот концепт на хлорирање на водата од чешма, но не можат да понудат алтернатива на дезинфицирачкиот ефект на хлорните соединенија. Материјалите од кои се направени водоводните цевки различно комуницираат со хлорирана вода од чешма. Слободниот хлор во водата од чешма значително го намалува работниот век на цевководите базирани на полиолефин: разни видови полиетиленски цевки, вклучително и вкрстено поврзан полиетилен, познат и како PEX (PE-X). Во САД, за да го контролираат приемот на цевководи направени од полимерни материјали за употреба во системи за водоснабдување со хлорирана вода, тие беа принудени да усвојат 3 стандарди: ASTM F2023 во врска со вкрстено поврзани полиетиленски цевки (PEX) и топла хлорирана вода, ASTM F2263 во однос на сите полиетиленски цевки и хлорирана вода, а ASTM F2330 се применува на повеќеслојни (метал-полимерни) цевки и топла хлорирана вода. Во однос на издржливоста при интеракција со хлорирана вода, бакарните цевки за вода покажуваат позитивни резултати.
• Регистриран во прехранбената индустрија како додаток на храна E925.
• Во хемиското производство на хлороводородна киселина, белило, бертолит сол, метални хлориди, отрови, лекови, ѓубрива.
• Во металургијата за производство на чисти метали: титаниум, калај, тантал, ниобиум.
• Како индикатор за соларни неутрина во детектори за хлор-аргон.

Многу развиени земји се стремат да ја ограничат употребата на хлор во секојдневниот живот, вклучително и затоа што согорувањето на отпадот што содржи хлор произведува значителна количина на диоксини.

Биолошка улога

Хлорот е еден од најважните биогени елементи и е дел од сите живи организми.

Кај животните и луѓето, хлоридните јони се вклучени во одржувањето на осмотската рамнотежа. Ова го објаснува неговото заедничко учество со јоните на натриум и калиум во создавањето постојан осмотски притисок и регулирање на метаболизмот на вода-сол. Под влијание на ГАБА (невротрансмитер), јоните на хлор имаат инхибиторен ефект врз невроните со намалување на акциониот потенцијал. Во стомакот, јоните на хлор создаваат поволна средина за дејство на протеолитичките ензими на гастричниот сок. Хлоридните канали се присутни во многу типови клетки, митохондријални мембрани и скелетни мускули. Овие канали вршат важни функции во регулирањето на волуменот на течноста, транспортот на трансепителните јони и стабилизирањето на мембранските потенцијали и се вклучени во одржувањето на клеточната pH вредност. Хлорот се акумулира во висцералното ткиво, кожата и скелетните мускули. Хлорот се апсорбира главно во дебелото црево. Апсорпцијата и излачувањето на хлорот се тесно поврзани со натриумовите јони и бикарбонати, а во помала мера со минералокортикоидите и активноста на Na + /K + - ATP-аза. 10-15% од целиот хлор се акумулира во клетките, од кои 1/3 до 1/2 се во црвените крвни зрнца. Околу 85% од хлорот се наоѓа во екстрацелуларниот простор. Хлорот се излачува од телото главно преку урина (90-95%), измет (4-8%) и преку кожата (до 2%). Екскрецијата на хлор е поврзана со јони на натриум и калиум, а реципрочно со HCO 3 - (киселинско-базна рамнотежа).

Едно лице троши 5-10 g NaCl дневно. Минималната човечка потреба за хлор е околу 800 mg на ден. Бебето ја добива потребната количина на хлор преку мајчиното млеко, кое содржи 11 mmol/l хлор. NaCl е неопходен за производство на хлороводородна киселина во желудникот, која го промовира варењето и уништувањето на патогените бактерии. Во моментов, вклученоста на хлорот во појавата на одредени болести кај луѓето не е добро проучена, главно поради малиот број на студии. Доволно е да се каже дека дури и препораки за дневниот внес на хлор не се развиени. Човечкото мускулно ткиво содржи 0,20-0,52% хлор, коскеното ткиво - 0,09%; во крвта - 2,89 g/l. Просечното тело на човек (телесна тежина 70 kg) содржи 95 g хлор. Секој ден човек добива 3-6 g хлор од храната, што повеќе од ја покрива потребата од овој елемент.

Јоните на хлор се од витално значење за растенијата. Хлорот е вклучен во енергетскиот метаболизам во растенијата, активирајќи ја оксидативната фосфорилација. Неопходно е за формирање на кислород за време на фотосинтезата од изолирани хлоропласти и ги стимулира помошните процеси на фотосинтеза, првенствено оние поврзани со акумулација на енергија. Хлорот има позитивен ефект врз апсорпцијата на кислород, калиум, калциум и магнезиум соединенија од коренот. Прекумерната концентрација на јони на хлор во растенијата може да има и негативна страна, на пример, да ја намали содржината на хлорофил, да ја намали активноста на фотосинтезата и да го забави растот и развојот на растенијата.

Но, постојат растенија кои, во процесот на еволуција, или се приспособиле на соленоста на почвата, или, во борбата за простор, окупирале празни мочуришта каде што нема конкуренција. Растенијата што растат на солена почва се нарекуваат халофити, тие акумулираат хлориди во текот на сезоната на растење, а потоа се ослободуваат од вишокот преку паѓање на лисјата или ослободуваат хлориди на површината на лисјата и гранките и добиваат двојна корист со засенчување на површините од сончева светлина.

Меѓу микроорганизмите се познати и халофилите - халобактерии, кои живеат во многу солени води или почви.

Карактеристики на работа и мерки на претпазливост

Хлорот е токсичен, асфиксирачки гас кој, доколку влезе во белите дробови, предизвикува изгореници на ткивото на белите дробови и задушување. Има иритирачки ефект врз респираторниот тракт при концентрација во воздухот од околу 0,006 mg/l (т.е. двојно повеќе од прагот за перцепција на мирис на хлор). Хлорот беше еден од првите хемиски агенси што ги користеше Германија во Првата светска војна. Кога работите со хлор, треба да користите заштитна облека, маска за гас и ракавици. За кратко време, можете да ги заштитите респираторните органи од хлор што влегува во нив со платнена завој навлажнета со раствор од натриум сулфит Na 2 SO 3 или натриум тиосулфат Na 2 S 2 O 3.

MPC на хлор атмосферски воздухследново: просечно дневно - 0,03 mg/m³; максимална единечна доза - 0,1 mg/m³; во работни простории на индустриско претпријатие - 1 mg/m³.

ДЕФИНИЦИЈА

Хлоре во третиот период од VII група на главната (А) подгрупа на Периодниот систем.

Припаѓа на елементи од с-семејството. Неметал. Неметалните елементи вклучени во оваа група колективно се нарекуваат халогени. Ознака - Cl. Сериски број - 17. Релативна атомска маса - 35.453 amu.

Електронска структура на атомот на хлор

Атомот на хлор се состои од позитивно наелектризирано јадро (+17), кое се состои од 17 протони и 18 неутрони, околу кои се движат 17 електрони во 3 орбити.

Сл.1. Шематска структура на атомот на хлор.

Распределбата на електроните меѓу орбиталите е како што следува:

17Cl) 2) 8) 7 ;

1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 5 .

Надворешното енергетско ниво на атомот на хлор содржи седум електрони, од кои сите се сметаат за валентни електрони. Енергетскиот дијаграм на основната состојба ја има следната форма:

Присуството на еден неспарен електрон покажува дека хлорот е способен да покаже +1 оксидациона состојба. Можни се и неколку возбудени состојби поради присуството на празно 3 г-орбитали. Прво, електроните 3 се испаруваат стр-подниво и окупирајте бесплатно г-орбитали, а потоа електрони 3 с-подниво:

Ова го објаснува присуството на хлор во уште три оксидациски состојби: +3, +5 и +7.

Примери за решавање проблеми

ПРИМЕР 1