Хлор

(лат. Chlorum) Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453. Относится к семейству галогенов (См. Галогены). При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м2 или 1 кгс/см2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный Х. Состоит из двух стабильных изотопов. 35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (T1/2) соответственно 0,31. 2,5. 1,56 сек. 3,1․105 лет. 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как Изотопные индикаторы. Историческая справка. Х. Получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnO2. Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор — элемент и назвал его chlorine (от греч.

Chlorós — жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Х. Распространение в природ е. Х. Встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Х. В земной коре (кларк) 1,7․10-2% по массе, в кислых изверженных породах — гранитах и др. 2,4․10-2, в основных и ультраосновных 5․10-3. Основную роль в истории Х. В земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных (См. Хлориды природные)) 97, главный из них галит NaCI (см. Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов. Сильвин KCl, Сильвинит (Na, K) CI, Карналлит KCI․MgCl2․6H2O, Каинит KCI․MgSO4․3H2O, бишофит MgCI2․6H2O.

В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах HCl в верхние части земной коры. Физические и химические свойства. Х. Имеет tkип —34,05°С, tnл —101°С. Плотность газообразного Х. При нормальных условиях 3,214 г/л. Насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л. Жидкого Х. При температуре кипения 1,557 г/см3. Твёрдого Х. При — 102°C 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров Х. При 0°С 0,369. При 25°C 0,772. При 100°C 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69. 7,72. 38,14 кгс/см2. Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г). Теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г). Теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг․К) [0,11 кал/(г․°С)]. Критические константы Х. Температура 144°C, давление 7,72 Мн/м2 (77,2 кгс/см2), плотность 573 г/л, удельный объём 1,745․10-3 л/г.

Растворимость (в г/л) Х. При парциальном давлении 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2, в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C). В растворе 300 г/л NaCI 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Х. Переменного состава Cl․nH2O (где n = 6÷8). Это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Х. И воду. Х. Хорошо растворяется в TiCl4, SiC14, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане C6H14 и четырёххлористом углероде CCl4). Молекула Х. Двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2 + 243 кдж ⇔ 2Cl при 1000 К равна 2,07․10-40%, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2 3p5. В соответствии с этим Х. В соединениях проявляет степени окисления —1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7.

Ковалентный радиус атома 0,99 Å, ионный радиус Cl- 1,82 Å, сродство атома Х. К электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв. Химически Х. Очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие Хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Х. Вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами. Из соединений Х. С этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Х. С воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Х.

Только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Х. В условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Х. Фосфор воспламеняется в атмосфере Х., образуя PCl3, а при дальнейшем хлорировании — PCl5. Сера с Х. При нагревании даёт S2Cl2, SCl2 и др. SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Х. Смесь Х. С водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (См. Хлористый водород) (это цепная реакция), Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C. Смеси Х. С водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% H2, взрывоопасны. С кислородом Х. Образует окислы. Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8 (см.

Хлора окислы), а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты (См. Хлорноватистая кислота)), Хлориты, Хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы Х. Малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов. Х. В воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты. Cl2 + H2O ⇔ HClO + HCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды. 2NaOH + Cl2 = NaCIO + NaCI + H2O, а при нагревании — хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь (См. Хлорная известь). При взаимодействии аммиака с Х.

Образуется трёххлористый азот (см. Хлориды азота). При хлорировании органических соединений Х. Либо замещает водород. R—H + CI2 = RCl + HCI, либо присоединяется по кратным связям. образуя различные хлорсодержащие органические соединения (см. Хлорирование). Х. Образует с др. Галогенами Межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF5 очень реакционноспособны. Например, в атмосфере ClP3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды Х. ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4. Получение. Х. Начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения Х. Окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализатора.

С конца 19 — начала 20 вв. Х. Получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. Производится 90—95% Х. В мире. Небольшие количества Х. Получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство Х. Составляло около 25 млн. Т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NaCI. 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой. 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Х. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор NaOH и NaCl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду.

По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т Х. 1,125 т NaOH. Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Х., даёт более дешёвый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки Х., с твёрдым катодом 33,6% и пр. Способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый NaOH без использования ртути.

Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Х. Перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Х. В жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. Цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Х. На производство хлорсодержащих органических соединений — 60—75%. Неорганических соединений, содержащих Х., — 10—20%. На отбелку целлюлозы и тканей — 5—15%. На санитарные нужды и хлорирование воды — 2—6% от общей выработки. Х. Применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др. О хлорсодержащих органических соединениях см.

Винилхлорид, Хлоропрен, Винилиденхлорид, Четырёххлористый углерод, Хлороформ, Метиленхлорид, Тетрахлорэтан, Трихлорэтилен, Хлорбензол и др. О хлорсодержащих неорганических соединениях см. Соляная кислота, Натрия хлорид, Калия хлорид, Кальция хлорид, Хлора окислы, Хлорная известь и др. Л. М. Якименко. Х. В организме. Х. — один из биогенных элементов (См. Биогенные элементы), постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Х. В растениях (много Х. В галофитах (См. Галофиты)) — от тысячных долей процента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Х. (2—4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей Х. Поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия.

Особенно богаты Х. Хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Х. — основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене (См. Водно-солевой обмен), способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с др. Процессами путём изменения в распределении Х. Между кровью и др. Тканями. Х. Участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как Окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Х. Положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Х. Необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами (См. Хлоропласты). В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Х.

Не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Х. М. Я. Школьник. Отравления Х. Возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Х. Раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций Х. Отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т.п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3—7 сут.

Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др. Возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций Х. Наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений. Герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация Х. В воздухе производственных помещений 1 мг/м3. Производство Х., хлорной извести и др. Хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. Законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних. А. А. Каспаров. Лит. Якименко Л.

М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974. Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973. Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971. Comprehensive inorganic chemistry, ed. J. C. Bailar [a. O.], v. 1—5, Oxf. — [a. O.], 1973..