Cl 2 при про. Т - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, що задушує, важче повітря - в 2,5 рази, малорозчинний у воді (~ 6,5 г/л); х. нар. у неполярних органічних розчинниках. У вільному вигляді зустрічається лише у вулканічних газах.

Способи отримання

Засновані на процесі окислення аніонів Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промисловий

Електроліз водних розчинів хлоридів, частіше - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторні

Окислення конц. HCI різними окислювачами:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

16НСl + 2КМпО 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8Н 2 O

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

14HCl + До 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Хімічні властивості

Хлор – дуже сильний окислювач. Окислює метали, неметали та складні речовини, перетворюючись при цьому на дуже стійкі аніони Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакції із металами

Активні метали в атмосфері сухого газоподібного хлору спалахують і згоряють; при цьому утворюються хлориди металів.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивні метали легко окислюються вологим хлором або його водними розчинами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Реакції з неметалами

Хлор безпосередньо не взаємодіє тільки з O 2 , N 2 , С. З рештою неметалів реакції протікають за різних умов.

Утворюються галогеніди неметалів. Найважливішою є реакція взаємодії з воднем.

Cl 2 + Н 2 = 2НС1

Cl 2 + 2S (розплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (або РCl 5 - у надлишку Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Витіснення вільних неметалів (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) з їх сполук

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

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Диспропорціонування хлору у воді та водних розчинах лугів

Через війну самоокисления-самовосстановления одні атоми хлору перетворюються на аніони Cl - , інші в позитивної міри окислення входять до складу аніонів ClO - чи ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорнуватиста к-та

Cl 2 + 2КОН = KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

3Cl 2 + 2Са(ОН) 2 = CaCl 2 + Са(ClO) 2 + 2Н 2 O

Ці реакції мають важливе значення, оскільки призводять до отримання кисневих сполук хлору:

КClO 3 та Са(ClO) 2 - гіпохлорити; КClO 3 - хлорат калію (бертолетова сіль).

Взаємодія хлору з органічними речовинами

а) заміщення атомів водню у молекулах ВВ

б) приєднання молекул Cl 2 за місцем розриву кратних вуглець-вуглецевих зв'язків

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

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

Хлороводень та соляна кислота

Газоподібний хлороводень

Фізичні та Хімічні властивості

HCl – хлорид водню. При про. Т - бесцв. газ з різким запахом, досить легко скраплюється (т. пл. -114 ° С, т. Кіп. -85 ° С). Безводний НСl і в газоподібному, і в рідкому станах неелектропровідний, хімічно інертний по відношенню до металів, оксидів і гідроксидів металів, а також до багатьох інших речовин. Це означає, що відсутність води хлороводень не виявляє кислотних властивостей. Тільки при дуже високій Т газоподібний HCl реагує з металами, причому навіть такими малоактивними як Сu і Аg.
Відновлювальні властивості хпорид-аніону в HCl також виявляються незначною мірою: він окислюється фтором при про. Т, а також при високій Т (600°С) у присутності каталізаторів оборотно реагує з киснем:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газоподібний HCl широко використовується в органічному синтезі (реакції гідрохлорування).

Способи отримання

1. Синтез із простих речовин:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Утворюється як побічний продукт при хлоруванні ПВ:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. У лабораторії одержують дією конц. H 2 SO 4 на хлориди:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабкому нагріванні)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при дуже сильному нагріванні)

Водний розчин HCl - сильна кислота (хлороводнева, або соляна)

HCl дуже добре розчиняється у воді: за об. Т 1 л Н 2 O розчиняється ~ 450 л газу (розчин супроводжується виділенням значної кількості тепла). Насичений розчин має масову частку HCl, що дорівнює 36-37%. Такий розчин має дуже різкий запах, що задушує.

Молекули HCl у воді практично повністю розпадаються на іони, тобто водний розчин HCl є сильною кислотою.

Хімічні властивості соляної кислоти

1. Розчинений у воді HCl виявляє все загальні властивостікислот, зумовлені присутністю іонів Н+

HCl → H + + Cl -

Взаємодія:

а) з металами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) з основними та амфотерними оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ДТ 2 O

в) з основами та амфотерними гідроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ДТ 2 O

г) із солями слабших кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СО 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ВІН + NaCl

д) з аміаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакції із сильними окислювачами F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Аніон Cl - окислюється до вільного галогену:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Рішення рівняння див. "Отримання хлору". Особливе значеннямає ОВР між соляною та азотною кислотами:

Реакції з органічними сполуками

Взаємодія:

а) з амінами (як органічними основами)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) з амінокислотами (як амфотерними сполуками)

Оксиди та оксокислоти хлору

Кислотні оксиди

Кислоти

Солі

Хімічні властивості

1. Усі оксокислоти хлору та його солі є сильними окислювачами.

2. Майже всі сполуки під час нагрівання розкладаються за рахунок внутрішньомолекулярного окислення-відновлення або диспропорціонування.

Хлорне вапно

Хлорне (білильне) вапно - суміш гіпохлориту і хлориду кальцію, має відбілюючу і дезінфікуючу дію. Іноді розглядається як приклад змішаної солі, що має у своєму складі одночасно аніони двох кислот:

Жавельна вода

Водний розчин хлориду та гапохлориту калію KCl + KClO + H 2 O

Розглянуто фізичні властивості хлору: щільність хлору, його теплопровідність, питома теплоємність та динамічна в'язкість за різних температур. Фізичні властивості Cl 2 представлені у вигляді таблиць для рідкого, твердого та газоподібного стану цього галогену.

Основні фізичні властивості хлору

Хлор входить у VII групу третього періоду періодичної системи елементів під номером 17. Він відноситься до підгрупи галогенів, має відносні атомну та молекулярні маси 35,453 та 70,906, відповідно. При температурах вище -30°С хлор є зеленувато-жовтим газом з характерним різким дратівливим запахом. Він легко зріджується під звичайним тиском (1,013·10 5 Па), охолоджений до -34°С, і утворює прозору рідину бурштинового кольору, що твердне при температурі -101°С.

Через свою високу хімічну активність вільний хлор не зустрічається в природі, а існує тільки у формі сполук. Він міститься головним чином у мінералі галіті (), також входить до складу таких мінералів, як: сильвін (KCl), карналіт (KCl·MgCl 2 ·6H 2 O) та сильвініт (KCl·NaCl). Вміст хлору в земній корі наближається до 0,02% від загальної кількості атомів земної кори, де він знаходиться у вигляді двох ізотопів 35 Cl і 37 Cl у відсотковому співвідношенні 75,77% 35 Cl і 24,23% 37 Cl.

Щільність хлору

При нормальних умовах хлор є важким газом, щільність якого приблизно в 2,5 рази вище. Щільність газоподібного та рідкого хлору за нормальних умов (при 0°С) дорівнює, відповідно 3,214 і 1468 кг/м 3. При нагріванні рідкого або газоподібного хлору його густина знижується через збільшення обсягу внаслідок теплового розширення.

Щільність газоподібного хлору

У таблиці представлені значення щільності хлору в газоподібному стані при різних температурах (в інтервалі від -30 до 140°С) та нормальному атмосферному тиску (1,013 10 5 Па). Щільність хлору змінюється із зміною температури – при нагріванні вона зменшується. Наприклад, при 20°С густина хлору дорівнює 2,985 кг/м 3а при підвищенні температури цього газу до 100°С, величина щільності знижується до значення 2,328 кг/м 3 .

При зростанні тиску щільність хлору збільшується. Нижче в таблицях наведена щільність газоподібного хлору в інтервалі температури від -40 до 140°З тиску від 26,6·10 5 до 213·10 5 Па. З підвищенням тиску щільність хлору у газоподібному стані збільшується пропорційно. Наприклад, збільшення тиску хлору з 53,2 10 5 до 106,4 10 5 Па при температурі 10°З призводить до двократного збільшення щільності цього газу.

Щільність рідкого хлору

Рідкий хлор може існувати відносно вузькому температурному діапазоні, межі якого лежать від мінус 100,5 до плюс 144°С (тобто від температури плавлення до критичної температури). Вище температури 144°С хлор не перейде в рідкий стан за жодного тиску. Щільність рідкого хлору у цьому температурному інтервалі змінюється від 1717 до 573 кг/м 3 .

Питома теплоємність хлору

Питома теплоємність газоподібного хлору C p у розмірності кДж/(кг·К) в інтервалі температури від 0 до 1200°З нормальному атмосферному тиску може бути розрахована за формулою:

де T - абсолютна температура хлору в градусах Кельвіна.

Слід зазначити, що за нормальних умов питома теплоємність хлору має значення 471 Дж/(кгК) і при нагріванні збільшується. Зростання теплоємності при температурах вище 500°С стає незначним, і при високих температурахпитома теплоємність хлору мало змінюється.

У таблиці наведено результати розрахунку питомої теплоємності хлору за зазначеною формулою (похибка розрахунку становить близько 1%).

При температурі близької абсолютному нулю хлор перебуває у твердому стані і має низьку величину питомої теплоємності (19 Дж/(кг·К)). У міру збільшення температури твердого Cl 2 його теплоємність зростає і досягає при мінус 143°З величини 720 Дж/(кгК).

Рідкий хлор має питому теплоємність 918 ... 949 Дж / (кг К) в інтервалі від 0 до -90 градусів Цельсія. За даними таблиці видно, що питома теплоємність рідкого хлору вище газоподібного і зі збільшенням температури знижується.

Теплопровідність хлору

У таблиці подано значення коефіцієнтів теплопровідності газоподібного хлору при нормальному атмосферному тиску в інтервалі температури від -70 до 400°С.

Коефіцієнт теплопровідності хлору при нормальних умовах становить 0,0079 Вт/(м·град), що в 3 рази менше ніж при тих же температурі і тиску. Нагрівання хлору призводить до підвищення його теплопровідності. Так, при температурі 100°С значення цієї фізичної властивості хлору збільшується до 0,0114 Вт/(м·град).

В'язкість хлору

Коефіцієнт динамічної в'язкості газоподібного хлору в інтервалі температури 20 ... 500 ° С можна приблизно обчислити за формулою:

де η T - коефіцієнт динамічної в'язкості хлору при заданій температурі T, К;
η T 0 - коефіцієнт динамічної в'язкості хлору при температурі T 0 =273 К (при н. у.);
З - константа Сюзерленда (для хлору С = 351).

За нормальних умов динамічна в'язкість хлору дорівнює 0,0123·10 -3 Па·с. При нагріванні така фізична властивість хлору, як в'язкість, набуває більш високих значень.

Рідкий хлор має в'язкість набагато вище, ніж газоподібний. Наприклад, при температурі 20°С динамічна в'язкість рідкого хлору має величину 0,345 10 -3 Па·с і при зростанні температури знижується.

Джерела:

1. Барков С. А. Галогени та підгрупа марганцю. Елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Допомога для учнів. М.: Просвітництво, 1976 - 112 с.
2. Таблиці фізичних величин. Довідник За ред. акад. І. К. Кікоїна. М.: Атоміздат, 1976 - 1008 с.
3. Якименко Л. М., Пасманик М. І. Довідник з виробництва хлору, каустичної соди та основних хлорпродуктів. Вид. 2-ге, пров. та ін М.: Хімія, 1976 - 440 с.

Хлор

ХЛОР-а; м.[від грец. chlōros - блідо-зелений] Хімічний елемент (Cl), задушливий газ зеленувато-жовтого кольору з різким запахом (використовується як отруйний і знезаражуючий засіб). Сполуки хлору. Отруєння хлором.

◁ Хлорний (див.).

(Лат. Chlorum), хімічний елемент VII групи періодичної системи, відноситься до галогенів. Назва від грецького chlōros – жовто-зелений. Вільний хлор складається з двоатомних молекул (Cl2); газ жовто-зеленого кольору із різким запахом; густина 3,214 г/л; tпл -101 ° C; tстос -33,97°C; при звичайній температурі легко скраплюється під тиском 0,6 МПа. Хімічно дуже активний (окислювач). Головні мінерали – галіт (кам'яна сіль), сильвін, бішофіт; морська вода містить хлориди натрію, калію, магнію та інших елементів. Застосовують у виробництві хлорвмісних органічних сполук (60-75%), неорганічних речовин (10-20%), для відбілювання целюлози та тканин (5-15%), для санітарних потреб та знезараження (хлорування) води. Токсичний.

ХЛОР (лат. Сhlorum), Cl (читається «хлор»), хімічний елемент з атомним номером 17, атомна маса 35,453. У вільному вигляді – жовто-зелений важкий газ із різким задушливим запахом (звідси назва: грец. chloros – жовто-зелений).
Природний хлор є сумішшю двох нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 35 (у суміші 75,77% за масою) та 37 (24,23%). Конфігурація зовнішнього електронного шару 3 s 2 p 5 . У сполуках виявляє переважно ступеня окислення –1, +1, +3, +5 і +7 (валентності I, III, V і VII). (див.Розташований у третьому періоді у групі VIIА періодичної системи елементів Менделєєва, відноситься до галогенів.
ГАЛОГЕНИ)
Радіус нейтрального атома хлору 0,099 нм, іонні радіуси рівні, відповідно (у дужках вказані значення координаційного числа): Cl - 0,167 нм (6), Cl 5+ 0,026 нм (3) і Clr 7+ 0,042 нм 6). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома хлору рівні, відповідно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 та 114,3 еВ. Спорідненість до електрона 3,614 еВ. За шкалою Полінга електронегативність хлору 3,16.
Історія відкриття
Найважливіша хімічна сполука хлору - кухонна сіль (хімічна формула NaCl, хімічна назва хлорид натрію) - була відома людині з найдавніших часів. Є свідчення того, що видобуток кухонної солі здійснювався ще 3-4 тисячі років до нашої ери в Лівії. Можливо, що використовуючи кухонну сіль для різних маніпуляцій, алхіміки стикалися і з газоподібним хлором. Для розчинення «царя металів» – золота – вони використовували «царську горілку» – суміш соляної та азотної кислот, при взаємодії яких виділяється хлор. (див.Вперше газ хлор отримав та докладно описав шведський хімік К. ШеелеШЕЕЛЕ Карл Вільгельм) (див. 1774 року. Він нагрівав соляну кислоту з мінералом піролюзитомПІРОЛЮЗИТ) (див. MnO 2 та спостерігав виділення жовто-зеленого газу з різким запахом. Оскільки в ті часи панувала теорія флогістону, новий газ Шееле розглядав як «дефлогістоновану соляну кислоту», тобто як окис (оксид) соляної кислоти. А.Лавуазьє (див.Лавуазье Антуан Лоран)розглядав газ як оксид елемента «мурію» (соляну кислоту називали мурієвою, від лат. muria – розсіл). Таку ж думку спочатку розділяв англійський вчений Г. Деві (див.Деві Гемфрі), який витратив багато часу на те, щоб розкласти «окис мурію» на прості речовини. Це йому не вдалося, і до 1811 Деві дійшов висновку, що даний газ - це проста речовина, і йому відповідає хімічний елемент. Деві першим запропонував у відповідність із жовто-зеленим забарвленням газу назвати його chlorine (хлорин). Назву «хлор» елементу дав у 1812 р. французький хімік Ж. Л. Гей-Люссак (див.ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луї); воно прийнято у всіх країнах, крім Великобританії та США, де збереглася назва, введена Деві. Висловлювалося думка, що цей елемент слід назвати «галоген» (тобто народжує солі), але з часом стало загальною назвою всіх елементів групи VIIA.
Знаходження у природі
Вміст хлору в земній корі становить 0,013% за масою, у помітній концентрації він у вигляді іона Cl – присутній у морській воді(У середньому близько 18,8 г/л). Хімічно хлор високо активний і тому у вільному вигляді у природі не зустрічається. Він входить до складу таких мінералів, що утворюють великі поклади, як кухонна, або кам'яна, сіль (галіт (див.ГАЛІТ)) NaCl, карналіт (див.Карналіт) KCl·MgCl 2 ·6H 21 O, сильвін (див.СИЛЬВІН)КСl, сильвініт (Na, K)Cl, каїніт (див.Каїніт)КСl·MgSO 4 ·3Н 2 О, бішофіт (див.БІШОФІТ) MgCl 2 ·6H 2 O та багатьох інших. Хлор можна виявити в різних породах, в грунті.
Отримання
Для одержання газоподібного хлору використовують електроліз міцного водного розчину NaCl (іноді використовують KCl). Електроліз проводять з використанням катіонообмінної мембрани, що розділяє катодне та анодне простору. При цьому за рахунок процесу
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
отримують відразу три цінні хімічні продукти: на аноді - хлор, на катоді - водень (див.ВОДОРОД), і в електролізер накопичується луг (1,13 тонни NaOH на кожну тонну отриманого хлору). Виробництво хлору електролізом вимагає великих витрат електроенергії: отримання 1 т хлору витрачається від 2,3 до 3,7 МВт.
Для отримання хлору в лабораторії використовують реакцію концентрованої соляної кислоти з будь-яким сильним окислювачем (перманганатом калію KMnO 4 дихроматом калію K 2 Cr 2 O 7 хлоратом калію KClO 3 хлорним вапном CaClOCl оксидом марганцю. Найзручніше використовуватиме цілей перманганат калію: у разі реакція протікає без нагрівання:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
При необхідності хлор у зрідженому (під тиском) вигляді транспортують у залізничних цистернах або сталевих балонах. Балони з хлором мають спеціальне маркування, але навіть за її відсутності хлорний балон легко відрізнити від балонів з іншими неотруйними газами. Дно хлорних балонів має форму півкулі, і балон із рідким хлором неможливо без опори поставити вертикально.
Фізичні та хімічні властивості
За звичайних умов хлор - жовто-зелений газ, щільність газу при 25°C 3,214 г/дм 3 (приблизно в 2,5 рази більша за щільність повітря). Температура плавлення твердого хлору -100,98 ° C, температура кипіння -33,97 ° C. Стандартний електродний потенціал Сl 2 /Сl - у водному розчині дорівнює +1,3583.
У вільному стані існує у вигляді двоатомних молекул Сl2. Міжядерна відстань у цій молекулі 0,1987 нм. Спорідненість до електрона молекули Сl 2 2,45 еВ, потенціал іонізації 11,48 еВ. Енергія дисоціації молекул Сl 2 на атоми порівняно невелика і становить 239,23 кДж/моль.
Хлор трохи розчинний у воді. При температурі 0°C розчинність становить 1,44 мас.%, при 20°C - 0,711°C мас.%, при 60°C - 0,323 мас. %. Розчин хлору у воді називають хлорною водою. У хлорній воді встановлюється рівновага:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Для того, щоб змістити цю рівновагу вліво, тобто знизити розчинність хлору у воді, у воду слід додати або хлорид натрію NaCl, або якусь нелетку сильну кислоту (наприклад, сірчану).
Хлор добре розчинний у багатьох неполярних рідинах. Рідкий хлор сам служить розчинником таких речовин, як ВСl 3 SiCl 4 TiCl 4 .
Через низьку енергію дисоціації молекул Сl 2 на атоми і високої спорідненості атома хлору до електрона хімічно хлор високо активний. Він вступає у безпосередню взаємодію з більшістю металів (у тому числі, наприклад, із золотом) та багатьма неметалами. Так, без нагрівання хлор реагує із лужними (див.ЛУЖНІ МЕТАЛИ)та лужноземельними металами (див.лужноземельні метали), із сурмою:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
При нагріванні хлор реагує з алюмінієм:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
та залізом:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
З воднем H 2 хлор реагує або під запалювання (хлор спокійно горить в атмосфері водню), або при опроміненні суміші хлору і водню ультрафіолетовим світлом. При цьому виникає газ хлороводень НСl:
Н 2 + Сl 2 = 2НСl.
Розчин хлороводню у воді називають соляною (див.СОЛЯНА КИСЛОТА)(хлороводневої) кислотою. Максимальна масова концентрація соляної кислоти становить близько 38%. Солі соляної кислоти - хлориди (див.ХЛОРИДИ)наприклад, хлорид амонію NH 4 Cl, хлорид кальцію СаСl 2 , хлорид барію ВаСl 2 та інші. Багато хлоридів добре розчиняються у воді. Практично нерозчинний у воді та в кислих водних розчинах хлорид срібла AgCl. Якісна реакція на присутність хлорид-іонів у розчині - освіта з іонами Ag + білого осаду AgСl, практично нерозчинного в азотнокислому середовищі:
СаСl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
При кімнатній температурі хлор реагує із сіркою (утворюється так звана однохлориста сірка S 2 Cl 2 ) та фтором (утворюються сполуки ClF та СlF 3). При нагріванні хлор взаємодіє з фосфором (утворюються, залежно від умов проведення реакції, сполуки РСl 3 або РСl 5), миш'яком, бором та іншими неметалами. Безпосередньо хлор не реагує з киснем, азотом, вуглецем (чисельні сполуки хлору з цими елементами одержують непрямими шляхами) та інертними газами (в Останнім часомвчені знайшли способи активування подібних реакцій та їх здійснення «безпосередньо»). З іншими галогенами хлор утворює міжгалогенні сполуки, наприклад, дуже сильні окислювачі - фториди ClF, ClF3, ClF5. Окислювальна здатність хлору вища, ніж брому, тому хлор витісняє бромід-іон з розчинів бромідів, наприклад:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлор вступає в реакції заміщення з багатьма органічними сполуками, наприклад, метаном СН 4 і бензолом С 6 Н 6:
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl або С 6 Н 6 + Сl 2 = С 6 Н 5 Сl + НСl.
Молекула хлору здатна приєднатися по кратним зв'язкам (подвійним і потрійним) до органічних сполук, наприклад, до етилену 2 Н 4:
З 2 Н 4 + Сl 2 = СН 2 СlСН 2 Сl.
Хлор вступає у взаємодію з водними розчинами лугів. Якщо реакція протікає при кімнатній температурі, утворюються хлорид (наприклад, хлорид калію КCl) і гіпохлорит (див.ГІПОХЛОРИТИ)(наприклад, гіпохлорит калію КClО):
Cl 2 + 2КОН = КClО + КСl + Н 2 О.
При взаємодії хлору з гарячим (температура близько 70-80°C) розчином лугу утворюється відповідний хлорид та хлорат (див.ХЛОРАТИ), наприклад:
3Сl 2 + 6КОН = 5КСl + КСlО 3 + 3Н 2 О.
При взаємодії хлору з вологою кашкою з гідроксиду кальцію Са(ОН) 2 утворюється хлорне вапно (див.Хлорна звістка)(«хлорка») СаСlОСl.
Ступеня окислення хлору +1 відповідає слабка малостійка хлорноваста кислота (див.ХЛОРНЮВАТА КИСЛОТА)НСlО. Її солі – гіпохлорити, наприклад, NaClO – гіпохлорит натрію. Гіпохлорити - найсильніші окислювачі, що широко використовуються як відбілюючі та дезінфікуючі агенти. При взаємодії гіпохлоритів, зокрема, хлорного вапна, з вуглекислим газом СО 2 утворюється серед інших продуктів летюча хлорноваста кислота (див.ХЛОРНЮВАТА КИСЛОТА), яка може розкладатися з виділенням оксиду хлору (I) Сl 2
2НСlО = Сl 2 Про + Н 2 Про.
Саме запах цього газу Сl 2 Про - характерний запах «хлорки».
Ступеню окислення хлору +3 відповідає малостійка кислота середньої сили НСlО 2 . Цю кислоту називають хлористою, її солі – хлорити. (див.ХЛОРИТИ (солі)наприклад, NaClO 2 - хлорит натрію.
Ступеня окислення хлору +4 відповідає тільки одна сполука - діоксид хлору СlО 2 .
Ступені окислення хлору +5 відповідає сильна, стійка тільки у водних розчинах при концентрації нижче 40%, хлорувата кислота (див.ХЛОРНЮВАТА КИСЛОТА)НСlО 3 . Її солі - хлорати, наприклад, хлорат калію КСlО 3 .
Ступеня окислення хлору +6 відповідає тільки одна сполука - триоксид хлору СlО 3 (є у вигляді димера Сl 2 О 6).
Ступеня окислення хлору +7 відповідає дуже сильна і досить стійка хлорна кислота. (див.ХЛОРНА КИСЛОТА)НСlО 4 . Її солі – перхлорати (див.ПЕРХЛОРАТИ)наприклад, перхлорат амонію NH 4 ClO 4 або перхлорат калію КСlО 4 . Слід зазначити, що перхлорати важких лужних металів – калію, і особливо рубідія та цезію мало розчиняються у воді. Оксид, що відповідає ступеню окислення хлору +7 - Сl 2 Про 7 .
Серед сполук, що містять хлор у позитивних ступенях окиснення, найбільш сильними окисними властивостями мають гіпохлорити. Для перхлоратів окисні властивості нехарактерні.
Застосування
Хлор – один із найважливіших продуктів хімічної промисловості. Його світове виробництво складає десятки мільйонів тонн на рік. Хлор використовують для отримання дезінфікуючих та відбілюючих засобів (гіпохлориту натрію, хлорного вапна та інших), соляної кислоти, хлоридів багатьох металів та неметалів, багатьох пластмас (полівінілхлориду (див.Полівінілхлорид)та інших), хлорвмісних розчинників (дихлоретану СН 2 СlСН 2 Сl, чотирихлористого вуглецю ССl 4 та ін), для розкриття руд, поділу та очищення металів і т.д. Хлор застосовують для знезараження води (хлорування (див.ХЛОРУВАННЯ)) і для багатьох інших цілей.
Біологічна роль
Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ)та входить до складу всіх живих організмів. Деякі рослини, так звані галофіти, не тільки здатні рости на сильно засолених ґрунтах, а й накопичують у великій кількості хлориди. Відомі мікроорганізми (галобактерії та ін) і тварини, що мешкають в умовах високої солоності середовища. Хлор - один із основних елементів водно-сольового обміну тварин і людини, що визначають фізико-хімічні процеси у тканинах організму. Він бере участь у підтримці кислотно-лужної рівноваги в тканинах, осморегуляції (див.ОСМОРЕГУЛЯЦІЯ)(хлор - основна осмотично активна речовина крові, лімфи та ін рідин тіла), перебуваючи, в основному, поза клітинами. У рослин хлор бере участь в окисних реакціях та фотосинтезі.
М'язова тканина людини містить 0,20-0,52% хлору, кісткова – 0,09%; у крові – 2,89 г/л. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) 95 г хлору. Щодня з їжею людина отримує 3-6 г хлору, що з надлишком покриває потребу у цьому елементі.
Особливості роботи з хлором
Хлор – отруйний задушливий газ, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратуючу дію на дихальні шляхи надає при концентрації повітря близько 0,006 мг/л. Хлор був однією з перших хімічних отруйних речовин (див.ОТРУЮЮЧІ РЕЧОВИНИ), використаних Німеччиною в першу світову війну. При роботі з хлором слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. на короткий часзахистити органи дихання від попадання в них хлору можна ганчірковою пов'язкою, змоченою розчином натрію сульфіту Na 2 SO 3 або тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 . ГДК хлору повітря робочих приміщень 1 мг/м 3 , повітря населених пунктів 0,03 мг/м 3 .

Енциклопедичний словник. 2009 .

Дивитись що таке "хлор" в інших словниках:

Хлор, а … Російське словесне наголос

хлор- хлор, а … Російський орфографічний словник

хлор- хлор/... Морфемно-орфографічний словник

- (грец. chloros зеленувато жовтий). Хімічно просте, газоподібне тіло, зеленувато-жовтого кольору, гострого, дратівливого запаху, що має здатність знебарвлювати рослинні речовини. Словник іноземних слів, що увійшли до складу російської мови. Словник іноземних слів російської мови

- (Символ С1), широко поширений неметалевий елемент, один з ГАЛОГЕНІВ (елементи сьомої групи періодичної таблиці), вперше відкритий в 1774 р. Він входить до складу кухонної солі (NaCl). Хлор є зеленувато жовтим. Науково-технічний енциклопедичний словник

ХЛОР- ХЛОР, С12, хім. елемент, порядковий номер 17, атомна вага 35457. Перебуваючи у VII групі III періоду, атоми хлору мають 7 зовнішніх електронів, завдяки чому X. поводиться як типовий одновалентний металоїд. X. розділений на ізотопи з атомними… Велика медична енциклопедія

Хлор- зазвичай одержують електролізом хлоридів лужних металів, зокрема хлориду натрію. Хлор зеленувато-жовтий задушливий, що викликає корозію газ, який у 2,5 рази щільніший за повітря, малорозчинний у воді і легко скраплений. Зазвичай транспортується … Офіційна термінологія

Хлор- (Chlorum), Cl, хімічний елемент VІІ групи періодичної системи, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до галогенів; жовто-зелений газ, tкіп 33,97°C. Використовується у виробництві полівінілхлориду, хлоропренового каучуку, … Ілюстрований енциклопедичний словник

ХЛОР, хлору, мн. ні, чоловік. (від грец. chloros зелений) (хім.). Хімічний елемент, задушливий газ, упот. у техніці, у санітарії як знезаражуючу та у військовій справі як отруйну речовину. Тлумачний словник Ушакова. Д.М. Ушаків. 1935 1940 … Тлумачний словник Ушакова

Хлор... Початкова частина складних слів, що вносить значення сл.: хлор, хлористий (хлорорганічний, хлорацетон, хлорбензол, хлорметан тощо). Тлумачний словник Єфремової. Єфремова. 2000 … Сучасний тлумачний словник Єфремової

Книги

• Російський театр чи Повні збори всіх російських театральних творів. Ч. 24. Опери: Опікун Професор. - Я. Княжнін. Нещастя від карети. – Радість Душиньки. - Матроські жарти. - . Хлор царевич, , . Книга є репринтне видання 1786 року. Незважаючи на те, що було проведено серйозну роботу з відновлення початкової якості видання, на деяких сторінках можуть…

Хлор(від грец. χλωρ?ς - «зелений») - елемент головної підгрупи сьомої групи, третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 17. Позначається символом Cl(Лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. Входить до групи галогенів (спочатку назву галоген використовував німецький хімік Швейгер для хлору [дослівно галоген перекладається як солерод], але воно не прижилося, і згодом стало загальним для VII групи елементів, в яку входить і хлор).

Проста речовина хлор (CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умов - отруйний газ жовтувато-зеленого кольору, з різким запахом. Молекула двоатомна хлору (формула Cl 2).

Історія відкриття хлору

Вперше газоподібний безводний хлороводень зібрав Дж. Пріслі в 1772р. (Над рідкою ртуттю). Вперше хлор був отриманий у 1774 р. Шееле, який описав його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит:

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

Шееле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської горілки, його здатність взаємодіяти із золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості.

Проте Шееле, відповідно до теорії флогістона, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислоту, тобто оксид соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента муріяПроте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електролізом вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і хлор.

Поширення у природі

У природі зустрічаються два ізотопи хлору 35 Cl і 37 Cl. У земній корі хлор найпоширеніший галоген. Хлор дуже активний він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи. Тому в природі він зустрічається тільки у вигляді сполук у складі мінералів: галіту NaCI, сильвіну KCl, сильвініту KCl · NaCl, бішофіту MgCl 2 · 6H2O, карналіту KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніту KCl · MgSO 4 · 3Н 2 . Найбільші запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів (зміст у морській воді 19 г/л). Перед хлору припадає 0,025 % від загальної кількості атомів земної кори, кларковое число хлору — 0,017 %, а людський організм містить 0,25 % іонів хлору за масою. В організмі людини та тварин хлор міститься в основному в міжклітинних рідинах (у тому числі в крові) та грає важливу рольу регуляції осмотичних процесів, а також у процесах, пов'язаних із роботою нервових клітин.

Фізичні та фізико-хімічні властивості

За нормальних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом. Деякі його фізичні властивості представлені у таблиці.

Деякі фізичні властивості хлору

Газоподібний хлор відносно легко зріджується. Починаючи з тиску 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор буде рідким вже при кімнатній температурі. При охолодженні до температури -34 °C хлор теж стає рідким при нормальному атмосферному тиску. Рідкий хлор - жовто-зелена рідина, що має дуже високу корозійну дію (за рахунок високої концентрації молекул). Підвищуючи тиск, можна досягти існування рідкого хлору аж до температури +144 °C (критичної температури) при критичному тиску в 7,6 МПа.

При температурі нижче -101 °C рідкий хлор кристалізується в орторомбічну решітку з просторовою групою Cmcaі параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Нижче 100 К орторомбічна модифікація кристалічного хлору переходить у тетрагональну, яка має просторову групу P4 2/ncmі параметри решітки a = 8,56 Å і c = 6,12 Å.

Розчинність

Ступінь дисоціації молекули хлору Cl2 → 2Cl. При 1000 До дорівнює 2,07 10 -4%, а при 2500 До 0,909%.

Поріг сприйняття запаху повітря становить 0,003 (мг/л).

По електропровідності рідкий хлор займає місце серед найсильніших ізоляторів: він проводить струм майже в мільярд разів гірше, ніж дистильована вода, і в 10 22 разів гірше за срібло. Швидкість звуку в хлорі приблизно в півтора рази менша, ніж у повітрі.

Хімічні властивості

Будова електронної оболонки

На валентному рівні атома хлору міститься 1 неспарений електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 тому валентність рівна 1 для атома хлору дуже стабільна. За рахунок присутності в атомі хлору незайнятої орбіталі d-підрівня атом хлору може виявляти й інші валентності. Схема утворення збуджених станів атома:

Також відомі сполуки хлору, в яких атом хлору формально виявляє валентність 4 і 6, наприклад, ClO 2 і Cl 2 O 6 . Однак, ці сполуки є радикалами, тобто вони мають один неспарений електрон.

Взаємодія з металами

Хлор безпосередньо реагує майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні):

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

Взаємодія з неметалами

З неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню та інертних газів) утворює відповідні хлориди.

На світлі або під час нагрівання активно реагує (іноді з вибухом) з воднем по радикальному механізму. Суміші хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,3% водню, вибухають при опроміненні з утворенням хлороводню. Суміш хлору з воднем у невеликих концентраціях горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям. Максимальна температураводнево-хлорного полум'я 2200 °C.:

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

З киснем хлор утворює оксиди в яких він виявляє ступінь окислення від +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Вони мають різкий запах, термічно та фотохімічно нестабільні, схильні до вибухового розпаду.

При реакції з фтором утворюється не хлорид, а фторид:

Cl 2 + 3F 2 (поз.) → 2ClF 3

Інші властивості

Хлор витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами:

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

При реакції з монооксидом вуглецю утворюється фосген:

Cl 2 + CO → COCl 2

При розчиненні у воді або лугах, хлор дисмутує, утворюючи хлорнуватисту (а при нагріванні хлорну) і соляну кислоти, або їх солі:

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

Хлоруванням сухого гідроксиду кальцію отримують хлорне вапно:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Дію хлору на аміак можна отримати трихлористий азот:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Окислювальні властивості хлору

Хлор дуже сильний окисник.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Реакції з органічними речовинами

З насиченими сполуками:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Приєднується до ненасичених сполук за кратними зв'язками:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Ароматичні сполуки замінюють атом водню на хлор у присутності каталізаторів (наприклад, AlCl 3 або FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Способи отримання

Промислові методи

Спочатку промисловий спосіб одержання хлору ґрунтувався на методі Шееле, тобто реакції піролюзиту із соляною кислотою:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

В 1867 Диконом був розроблений метод отримання хлору каталітичним окисленням хлороводню киснем повітря. Процес Дикона в даний час використовується при рекуперації хлору з хлороводню, що є побічним продуктом при промисловому хлоруванні органічних сполук.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Сьогодні хлор у промислових масштабах одержують разом із гідроксидом натрію та воднем шляхом електролізу розчину кухонної солі:

2NaCl + 2H 2 Про → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −

Так як паралельно електролізу хлориду натрію проходить процес електролізу води, то сумарне рівняння можна виразити наступним чином:

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

Застосовується три варіанти електрохімічного методу одержання хлору. Два з них електроліз із твердим катодом: діафрагмовий та мембранний методи, третій – електроліз із рідким ртутним катодом (ртутний метод виробництва). У ряді електрохімічних методів виробництва найлегшим і зручним способом є електроліз з ртутним катодом, але цей метод завдає значної шкоди навколишньому середовищівнаслідок випаровування та витоків металевої ртуті.

Діафрагмовий метод із твердим катодом

Порожнина електролізера розділена пористою азбестовою перегородкою — діафрагмою — на катодний та анодний простір, де відповідно розміщені катод та анод електролізера. Тому такий електролізер часто називають діафрагмовим, а метод отримання діафрагмовим електролізом. В анодне місце діафрагмового електролізера безперервно надходить потік насиченого аноліту (розчину NaCl). Через війну електрохімічного процесу на аноді рахунок розкладання галіту виділяється хлор, але в катоді рахунок розкладання води — водень. При цьому прикатодна зона збагачується гідроксидом натрію.

Мембранний метод із твердим катодом

Мембранний метод по суті, аналогічний діафрагмовому, але анодні та катодні простори розділені катіонообмінною полімерною мембраною. Мембранний метод виробництва ефективніший, ніж діафрагмовий, але складніший у застосуванні.

Ртутний метод із рідким катодом

Процес проводять в електролітичній ванні, яка складається з електролізера, розкладача та ртутного насоса, об'єднаних між собою комунікаціями. В електролітичній ванні під дією ртутного насоса циркулює ртуть, проходячи через електролізер та розкладач. Катодом електролізера служить потік ртуті. Аноди - графітові або малозношувані. Разом із ртуттю через електролізер безперервно тече потік аноліту – розчину хлориду натрію. В результаті електрохімічного розкладання хлориду на аноді утворюються молекули хлору, а на катоді натрій, що виділився, розчиняється в ртуті утворюючи амальгаму.

Лабораторні методи

У лабораторіях для одержання хлору зазвичай використовують процеси, засновані на окисленні хлороводню сильними окислювачами (наприклад, оксидом марганцю (IV), перманганатом калію, дихроматом калію):

2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Зберігання хлору

Хлор, що виробляється, зберігається в спеціальних «танках» або закачується в сталеві балони високого тиску. Балони з рідким хлором під тиском мають спеціальне забарвлення - болотяний колір. Слід зазначити, що при тривалій експлуатації балонів з хлором у них накопичується надзвичайно вибуховий трихлористий азот, і тому час від часу балони з хлором повинні проходити планове промивання та очищення від хлориду азоту.

Стандарти якості хлору

Згідно з ГОСТ 6718-93 «Хлор рідкий. Технічні умови» виробляються такі сорти хлору

Застосування

Хлор застосовують у багатьох галузях промисловості, науки та побутових потреб:

• У виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку, з яких виготовляють: ізоляцію для проводів, віконний профіль, пакувальні матеріали, одяг та взуття, лінолеум та грамплатівки, лаки, апаратуру та пінопласти, іграшки, деталі приладів, будівельні матеріали. Полівінілхлорид виробляють полімеризацією вінілхлориду, який сьогодні найчастіше отримують з етилену збалансованим хлором методом через проміжний 1,2-дихлоретан.
• Відбілюючі властивості хлору відомі з давніх-давен, хоча не сам хлор «відбілює», а атомарний кисень, який утворюється при розпаді хлорнуватистої кислоти: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Цей спосіб відбілювання тканин, паперу, картону використовується вже кілька століть.
• Виробництво хлорорганічних інсектицидів - речовин, що вбивають шкідливих для посівів комах, але безпечні для рослин. На отримання засобів захисту рослин витрачається значна частина хлору, що виробляється. Один із найважливіших інсектицидів - гексахлорциклогексан (часто званий гексахлораном). Ця речовина вперше синтезована ще в 1825 р. Фарадеєм, але практичне застосування знайшло тільки через 100 років — у 30-х роках ХХ століття.
• Використовувався як бойова отруйна речовина, а також для інших бойових отруйних речовин: іприт, фосген.
• Для знезараження води – «хлорування». Найбільш поширений спосіб знезараження питної води; заснований на здатності вільного хлору та його сполук пригнічувати ферментні системи мікроорганізмів, що каталізують окисно-відновні процеси. Для знезараження питної води застосовують: хлор, двоокис хлору, хлорамін та хлорне вапно. СанПіН 2.1.4.1074-01 встановлює такі межі (коридор)допустимого вмісту вільного залишкового хлору питну водуцентралізованого водопостачання 0.3 - 0.5 мг/л. Ряд вчених і навіть політиків у Росії критикують саму концепцію хлорування водопровідної води, але альтернативи дезінфікуючій післядії сполук хлору запропонувати не можуть. Матеріали, з яких виготовлені водопровідні труби, по-різному взаємодіють із хлорованою водопровідною водою. Вільний хлор у водопровідній воді суттєво скорочує термін служби трубопроводів на основі поліолефінів: поліетиленових труб різного виду, у тому числі зшитого поліетилену, великі відомого як ПЕКС (PEX, PE-X). У США для контролю допуску трубопроводів з полімерних матеріалів до використання у водопроводах з хлорованою водою змушені були прийняти 3 стандарти: ASTM F2023 стосовно труб зі зшитого поліетилену (PEX) і гарячої хлорованої води, ASTM F2263 стосовно поліетиленових труб всіх і хлорований F2330 стосовно багатошарових (металополімерних) труб і гарячої хлорованої води. У частині довговічності при взаємодії із хлорованою водою позитивні результати демонструють мідні водопровідні труби.
• У харчовій промисловості зареєстрований як харчова добавка E925.
• У хімічному виробництві соляної кислоти, хлорного вапна, бертолетової солі, хлоридів металів, отрут, ліків, добрив.
• У металургії для виробництва чистих металів: титану, олова, танталу, ніобію.
• Як індикатор сонячних нейтрино у хлор-аргонних детекторах.

Багато розвинених країн прагнуть обмежити використання хлору в побуті, у тому числі тому, що при спалюванні сміття, що містить хлор, утворюється значна кількість діоксинів.

Біологічна роль

Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів і входить до складу всіх живих організмів.

У тварин і людини, іони хлору беруть участь у підтримці осмотичної рівноваги, хлорид-іон має оптимальний радіус для проникнення через мембрану клітин. Саме цим пояснюється його спільна участь з іонами натрію та калію у створенні постійного осмотичного тиску та регуляції водно-сольового обміну. Під впливом ГАМК (нейромедіатор) іони хлору мають гальмуючий ефект на нейрони шляхом зниження потенціалу дії. В шлунку іони хлору створюють сприятливе середовище для дії протеолітичних ферментів шлункового соку. Хлорні канали представлені у багатьох типах клітин, мітохондріальних мембранах та скелетних м'язах. Ці канали виконують важливі функції в регуляції обсягу рідини, трансепітеліальному транспорті іонів та стабілізації мембранних потенціалів, беруть участь у підтримці рН клітин. Хлор накопичується у вісцеральній тканині, шкірі та скелетних м'язах. Всмоктується хлор, переважно, у товстому кишечнику. Всмоктування та екскреція хлору тісно пов'язані з іонами натрію та бікарбонатами, меншою мірою з мінералокортикоїдами та активністю Na + /K + - АТФ-ази. У клітинах акумулюється 10-15% всього хлору, із цієї кількості від 1/3 до 1/2 - в еритроцитах. Близько 85% хлору перебувають у позаклітинному просторі. Хлор виводиться з організму в основному із сечею (90-95 %), калом (4-8 %) та через шкіру (до 2 %). Екскреція хлору пов'язана з іонами натрію та калію, та реципрокно з HCO 3 − (кислотно-лужний баланс).

Людина споживає 5-10 г NaCl на добу. Мінімальна потреба людини у хлорі становить близько 800 мг на добу. Немовля отримує необхідну кількість хлору через молоко матері, в якому міститься 11 ммоль/л хлору. NaCl необхідний для вироблення в шлунку соляної кислоти, яка сприяє травленню та знищенню хвороботворних бактерій. В даний час участь хлору у виникненні окремих захворювань у людини вивчена недостатньо добре, головним чином через малу кількість досліджень. Досить сказати, що не розроблені навіть рекомендації щодо норми добового споживання хлору. М'язова тканина людини містить 0,20-0,52% хлору, кісткова – 0,09%; у крові – 2,89 г/л. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) 95 г хлору. Щодня з їжею людина отримує 3-6 г хлору, що з надлишком покриває потребу у цьому елементі.

Іони хлору життєво потрібні рослинам. Хлор бере участь в енергетичному обміні рослин, активуючи окисне фосфорилювання. Він необхідний освіти кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами, стимулює допоміжні процеси фотосинтезу, передусім ті, які пов'язані з акумулюванням енергії. Хлор позитивно впливає поглинання корінням кисню, сполук калію, кальцію, магнію. Надмірна концентрація іонів хлору в рослинах може мати негативний бік, наприклад, знижувати вміст хлорофілу, зменшувати активність фотосинтезу, затримувати ріст і розвиток рослин.

Але існують рослини, які в процесі еволюції або пристосувалися до засолення грунтів, або в боротьбі за простір зайняли солончаки на яких немає конкуренції. Рослини, що ростуть на засолених ґрунтах, називаються галофіти, вони накопичують хлориди протягом вегетаційного сезону, а потім позбавляються надлишків за допомогою листопаду або виділяють хлориди на поверхню листя і гілок і отримують подвійну вигоду притіняючи поверхні від сонячного світла.

Серед мікроорганізмів, також відомі галофіли — галобактерії — які живуть у сильносолених водах чи грунтах.

Особливості роботи та запобіжні заходи

Хлор - токсичний задушливий газ, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратівливу дію на дихальні шляхи надає при концентрації в повітрі близько 0,006 мг/л (тобто в два рази вище за поріг сприйняття запаху хлору). Хлор був одним із перших хімічних отруйних речовин, використаних Німеччиною у Першу світову війну. При роботі з хлором слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. На короткий час захистити органи дихання від попадання в них хлору можна ганчірковою пов'язкою, змоченою розчином натрію сульфіту Na 2 SO 3 або тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 .

ГДК хлору в атмосферному повітрінаступні: середньодобова – 0,03 мг/м³; максимально разова – 0,1 мг/м³; у робочих приміщеннях промислового підприємства – 1 мг/м³.

ВИЗНАЧЕННЯ

Хлорзнаходиться у третьому періоді VII групі головної (А) підгрупи Періодичної таблиці.

Належить до елементів p-родини. Неметал. Елементи-неметали, що входять до цієї групи, носять загальну назву галогени. Позначення – Cl. Порядковий номер – 17. Відносна атомна маса – 35,453 а.о.м.

Електронна будова атома хлору

Атом хлору складається з позитивно зарядженого ядра (+17), що складається з 17 протонів і 18 нейтронів, навколо якого по 3 орбітах рухаються 17 електронів.

Рис.1. Схематичне будова атома хлору.

Розподіл електронів за орбіталями виглядає так:

17Cl) 2) 8) 7;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

На зовнішньому енергетичному рівні атома хлору є сім електронів, всі вони вважаються валентними. Енергетична діаграма основного стану набуває наступного вигляду:

Наявність одного неспареного електрона свідчить у тому, що хлор здатний виявляти ступінь окислення +1. Також можливо кілька збуджених станів через наявність вакантної 3 d-орбіталі. Спочатку розпарюються електрони 3 p-підрівня та займають вільні d-орбіталі, а після - електрони 3 s-підрівня:

Цим пояснюється наявність у хлору ще трьох ступенів окиснення: +3, +5 та +7.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1