Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35 Сl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 31-47, в частности: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 с периодами полураспада (T ½) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1·10 5 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36 Cl и 38 Cl используются как изотопные индикаторы.

Историческая справка. Хлор получен впервые в 1774 году К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnО 2 . Однако только в 1810 году Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chloros - желто-зеленый). В 1813 году Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Хлор.

Распространение Хлора в природе. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Хлора в земной коре (кларк) 1,7·10 -2 % по массе, в кислых изверженных породах- гранитах и других 2,4·10 -2 , в основных и ультраосновных 5·10 -3 . Основную роль в истории Хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl - он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них галит NaCl (Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Na,K)Cl, карналит KCl·MgCl 2 · 6H 2 O, каинит KCl·MgSO 4 ·3H 2 O, бишофит MgCl 2 ·6H 2 O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.

Физические свойства Хлора. Хлор имеет t кип -34,05°С, t пл -101°С. Плотность газообразного Хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого Хлора при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твердого Хлора при - 102°С 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров Хлора при 0°С 0,369; при 25°С 0,772; при 100°С 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоемкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг·К) . Критические константы Хлора: температура 144°С, давление 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2), плотность 573 г/л, удельный объем 1,745·10 -3 л/г. Растворимость (в г/л) Хлора при парциальном давлении 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 , в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°С), 2,8 (70°С); в растворе 300 г/л NaCl 1,42 (30°С), 0,64 (70°С). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Хлора переменного состава Cl 2 ·nН 2 О (где n = 6-8); это желтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Хлор и воду. Хлор хорошо растворяется в TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане С 6 H 14 и четыреххлористом углероде CCl 4). Молекула Хлора двухатомна (Cl 2). Степень термической диссоциации Cl 2 + 243кдж = 2Cl при 1000 К равна 2,07·10 -4 %, при 2500 К 0,909%.

Химические свойства Хлора. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s 2 Зр 5 . В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99Å, ионный радиус Cl - 1.82Å, сродство атома Хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически Хлор 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. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl 3 , а при дальнейшем хлорировании - РСl 5 ; сера с Хлором при нагревании дает S 2 Cl 2 , SCl 2 и другие S n Cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция).

Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°С. Смеси Хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% Н 2 , взрывоопасны.

С кислородом Хлор образует оксиды: Cl 2 О, СlO 2 , Cl 2 О 6 , Сl 2 О 7 , Cl 2 О 8 , а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Оксиды Хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl 2 + Н 2 О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + Н 2 О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь.

При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения.

Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF 3 , ClF 3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 и перхлорат фтора FClO 4 .

Получение Хлора. Хлор начали производить в промышленности в 1785 году взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (II) или пиролюзитом. В 1867 году английский химик Г. Дикон разработал способ получения Хлора окислением НСl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 века Хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам производится 90-95% Хлора в мире. Небольшие количества Хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. Применяются два основные метода электролиза водных растворов NaCl: 1) в электролизерах с твердым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизерах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Хлор. 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 ее разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идет в производство. Оба метода дают на 1 т Хлора 1,125 т NaOH.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Хлора, дает более дешевый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду.

Применение Хлора. Одной из важных отраслей химические промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Хлор: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60-75%; неорганических соединений, содержащих Хлор, -10-20%; на отбелку целлюлозы и тканей- 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2-6% от общей выработки.

Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других

Хлор в организме. Хлор - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Хлора в растениях (много Хлора в галофитах) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Хлоре (2-4 г) покрывается за счет пищевых продуктов. С пищей Хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с других процессами путем изменения в распределении Хлора между кровью и других тканями. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Хлор необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Хлора.

Отравления Хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и других. Хлор 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 Хлор отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащенное дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т. п. Возможны бронхопневмония, токсический отек легких, депрессивные состояния, судороги. В легких случаях выздоровление наступает через 3-7 суток. Как отдаленные последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и других; возможна активизация туберкулеза легких. При длительном вдыхании небольших концентраций Хлора наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производств, оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Производство Хлора, хлорной извести и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда.

Инструкция

Для того чтобы справиться с задачей, необходимо использовать формулы на относительной плотности:

Сначала найдите относительную молекулярную массу аммиака, которую можно рассчитать по таблице Д.И. Менделеева.

Ar (N) = 14, Ar (H) = 3 х 1 = 3, отсюда
Mr (NH3) = 14 + 3 = 17

Подставьте полученные данные в формулу на определение относительной плотности по воздуху:
D (воздух) = Mr (аммиака)/ Mr (воздуха);
D (воздух) = Mr (аммиака)/ 29;
D (воздух) = 17/ 29 = 0, 59.

Пример № 2. Вычислите относительную плотность аммиака по водороду.

Подставьте данные в формулу на определение относительной плотности по водороду:
D (водород) = Mr (аммиака)/ Mr (водорода);
D (водород) = Mr (аммиака)/ 2;
D (водород) = 17/ 2 = 8, 5.

Водород (от латинского «Hydrogenium» - «порождающий воду») – первый элемент таблицы Менделеева. Широко распространен, существует в виде трех изотопов – протия, дейтерия и трития. Водород представляет собою легкий бесцветный газ (в 14,5 раз легче воздуха). В смеси с воздухом и кислородом весьма взрывоопасен. Используется в химической, пищевой промышленности, а также в качестве ракетного топлива. Ведутся исследования по возможности использования водорода в качестве топлива для автомобильных двигателей. Плотность водорода (как и любого другого газа) можно определить разными способами.

Инструкция

Во-первых, исходя из универсального определения плотности – количество вещества в единице объема. В том случае, если находится в герметичном сосуде, плотность газа определяется элементарно, по формуле (М1 – М2)/V, где М1 – общая масса сосуда с газом, М2 – масса пустого сосуда, а V – внутренний объем сосуда.

Если же требуется определить плотность водорода , имея такие исходные данные, как , тут на помощь приходит универсальное уравнение состояния идеального газа, или уравнение Менделеева – Клапейрона: PV = (mRT)/M.
P – давление газа
V – его объем
R – универсальная газовая постоянная
Т – температура газа в Кельвина
M – молярная масса газа
m – фактическая масса газа.

Идеальным газом считается такая математическая газа, в которой потенциальной энергией молекул по сравнению с их кинетической энергией можно пренебречь. В модели идеального газа между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания, а соударения частиц с другими частицами или стенками сосуда, абсолютно упруги.

Разумеется, ни водород, ни другой газ не является идеальным, но эта модель позволяет вычисления с достаточно высокой точностью при , близких к атмосферному давлению и комнатной температуре. Например, дана задача: найти плотность водорода при давлении 6 и температуре 20 градусов по Цельсию.

Сначала переведите все исходные величины в систему СИ (6 атмосфер = 607950 Па, 20 градусов Ц=293 градуса К). Затем напишите уравнение Менделеева-Клапейрона PV = (mRT)/M. Преобразуйте его в виде: P = (mRT)/MV. Поскольку m/V есть плотность (отношение массы вещества к его объему), то получаете: плотность водорода = PM/RT, причем все необходимые данные для решения у нас есть. Вы знаеете величину давления (607950), температуру (293), универсальную газовую постоянную (8,31), молярную массу водорода (0,002).

Подставив эти данные в формулу, вы получите: плотность водорода при заданных условиях давления и температуры равна 0,499 кг/кубический метр, или примерно 0,5.

Источники:

• как найти плотность водорода

Плотность - это одна из характеристик вещества, такая же, как масса, объем, температура, площадь. Она равна отношению массы к объему. Основная задача - научиться вычислять эту величину и знать, от чего она зависит.

Инструкция

Плотность - это численное отношение массы к объему вещества. Если вы хотите определить плотность вещества, а вам известны его масса и объем, нахождение плотности не составит вам труда. Самый простой способ найти плотность в данном случае - это p = m/V. Она в кг/м^3 в системе СИ. Однако далеко не всегда даны эти два значения, поэтому следует знать несколько способов, с помощью которых можно вычислить плотность.

Плотность имеет разные значения в зависимости от вида вещества. Кроме того, плотность меняется и от степени солености и температуры. При уменьшении температуры плотность возрастает, а при понижении степени солености понижается и плотность. Например, плотность Красного моря по-прежнему считается высокой, а в Балтийском море она уже меньше. Все вы замечали, что если в воду подлить , оно всплывает . Все это происходит из-за того, что имеет более низкую плотность, нежели вода. Металлы и каменные вещества, наоборот тонут, так как их плотность выше. На основании плотности тел возникла об их плавании.

Благодаря теории плавания тел , по которой можно найти плотность тела, воды, объем всего тела и объем его погруженной части. Эта формула имеет вид:Vпогруж. части / V тела = p тела / p жидк.Отсюда следует, что плотность тела можно найти следующим образом:р тела = V погруж. части * р жидк / V тела.Это условие выполняется исходя из табличных данных и заданных объемов V погруж. части и V тела.

Видео по теме

Совет 4: Как вычислить относительную молекулярную массу вещества

Относительная молекулярная масса – это безразмерная величина, показывающая во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода. Соответственно, масса атома углерода равна 12 единиц. Определить относительную молекулярную массу химического соединения можно, сложив массы атомов, из которых состоит молекула вещества.

Вам понадобится

• - ручка;
• - бумага для записей;
• - калькулятор;
• - таблица Менделеева.

Инструкция

Найдите в таблице Менделеева ячейки элементов, из которых состоит данная молекула. Значения относительных атомных масс (Ar) для каждого вещества указаны в левом нижнем углу ячейки. Перепишите их, округлив до целого числа: Ar(H) – 1; Ar(P) – 31; Ar(O) – 16.

Определите относительную молекулярную массу соединения (Mr). Для этого умножьте атомную массу каждого элемента на количество атомов в . Затем сложите получившиеся значения. Для ортофосфорной кислоты: Mr(н3ро4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

Относительная молекулярная масса численно совпадает с молярной массой вещества. В некоторых задачах используется эта связь. Пример: газ при температуре 200 К и давлении 0,2 MПа имеет плотность 5,3 кг/мз. Определить его относительную молекулярную массу.

Используйте уравнение Менделеева-Клайперона для идеального газа: PV = mRT/M, где V – объем газа, м3; m – масса данного объела газа, кг; M – молярная масса газа, кг/моль; R – универсальная газовая постоянная. R=8.314472 м2кг с-2 К-1 Моль-1; T – газа, К; P - абсолютное давление, Па. Выразите из этой зависимости молярную массу: М = mRT/(PV).

Как известно, плотности: p = m/V, кг/м3. Подставьте ее в выражение: М = рRT/P. Определите молярную массу газа: М = 5,3*8,31*200/(2*10^5) = 0,044 кг/моль. Относительная молекулярная масса газа: Mr = 44. Вы можете предположить, что это углекислый газ: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Источники:

• вычислите относительные молекулярные массы

В химических лабораториях и при проведения химических опытов в домашних условиях часто бывает необходимо определить относительную плотность того или иного вещества. Относительная плотность представляет собой отношение плотности конкретного вещества к плотности другого при определенных условиях либо к плотности эталонного вещества, за которое принимается дистиллированная вода. Относительная плотность выражается отвлеченным числом.

Вам понадобится

• - таблицы и справочники;
• - ареометр, пикнометр или специальные весы.

Инструкция

Относительную плотность веществ по отношению к плотности дистиллированной воды определяйте по формуле: d=p/p0, где d – искомая относительная плотность, p – плотность исследуемого вещества, p0 – плотность эталонного вещества. Последний параметр табличный и определен довольно точно: при 20оС вода имеет плотность 998,203 кг/куб.м, а максимальной плотности она достигает при 4оС – 999,973 кг/куб.м. Перед вычислениями не забывайте, что р и р0 должны быть выражены в одинаковых единицах измерения.

Кроме того, относительную плотность вещества можно узнать в физических и химических справочниках. Числовое значение относительной плотности всегда равно относительному удельному весу того же вещества в одних и тех же условиях. Вывод: пользуйтесь таблицами относительных удельных весов так же, как если бы это были таблицы относительной плотности.

Определяя относительную плотность, всегда учитывайте температуру исследуемого и эталонного вещества. Дело в том, что плотность веществ уменьшается при и увеличивается при охлаждении. Если температура исследуемого вещества отличается эталона, внесите поправку. Ее вычислите как среднее изменение относительной плотности на 1оС. Нужные данные ищите по номограммам температурных поправок.

Для быстрого вычисления относительной плотности жидкостей на практике используйте ареометр. Для измерения относительной и сухих веществ используйте пикнометры и специальные весы. Классический ареометр представляет собой стеклянную трубку, расширяющуюся в нижней части. На нижнем конце трубки имеется резервуар или специальным веществом. На верхней части трубки нанесены деления, показывающие числовое значение относительной плотности исследуемого вещества. Многие ареометры дополнительно оснащают термометрами для измерений температуры исследуемого вещества.

Закон Авогадро

Отдаленность молекул газообразного вещества друг от друга зависит от внешних условий: давления и температуры. При одинаковых внешних условиях промежутки между молекулами различных газов одинаковы. Закон Авогадро, открытый в 1811 году, гласит: в равных объемах разных газов при одинаковых внешних условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Т.е. если V1=V2, T1=T2 и P1=P2, то N1=N2, где V – объем, T – температура, P – давление, N – число молекул газа (индекс «1» у одного газа, «2» – у другого).

Первое следствие из закона Авогадро, молярный объем

В первом следствии из закона Авогадро утверждается, что одинаковое число молекул любых газов при одних и тех же условиях занимает одинаковый объем: V1=V2 при N1=N2, T1=T2 и P1=P2. Объем одного моля всякого газа (молярный объем) – постоянная величина. Напомним, что в 1 моле содержится Авогадрово число частиц – 6,02х10^23 молекул.

Таким образом, молярный объем газа зависит только от давления и температуры. Обычно рассматривают газы при нормальном давлении и нормальной температуре: 273 К (0 градусов Цельсия) и 1 атм (760 мм рт. ст., 101325 Па). При таких нормальных условиях, обозначаемых «н.у.», молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль. Зная эту величину, можно рассчитать объем любой заданной массы и любого заданного количества газа.

Второе следствие из закона Авогадро, относительные плотности газов

Для расчета относительных плотностей газов применяется второе следствие из закона Авогадро. По определению, плотность вещества – это отношение его массы к его объему: ρ=m/V. Для 1 моля вещества масса равна молярной массе M, а объем – молярному объему V(M). Отсюда плотность газа составляет ρ=M(газа)/V(M).

Пусть имеются два газа – X и Y. Их плотности и молярные массы – ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), связанные между собой соотношениями: ρ(X)=M(X)/V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). Относительной плотностью газа X по газу Y, обозначаемой как Dy(X) называется отношение плотностей этих газов ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y)=M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Молярные объемы сокращаются, и из этого можно сделать вывод, что относительная плотность газа X по газу Y равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс (численно они равны).

Плотности газов нередко определяют по отношению к водороду, самому легкому из всех газов, молярная масса которого – 2 г/моль. Т.е. если в задаче сказано, что неизвестный газ X имеет плотность по водороду, скажем, 15 (относительная плотность – безразмерная величина!), то найти его молярную массу не составит труда: M(X)=15xM(H2)=15x2=30 г/моль. Часто указывают также относительную плотность газа по воздуху. Здесь необходимо знать, что средняя относительная молекулярная масса воздуха равна 29, и умножать уже надо не на 2, а на 29.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ, состоящий из двухатомных молекул.

Под обычным давлением он сжижается при (-34 o С) и затвердевает при (-101 o С). Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся желтоватый раствор часто называют «хлорной водой».

Хлор обладает резким запахом. Вдыхание его вызывает воспаление дыхательных путей. В качестве средства первой помощи при острых отравлениях хлором применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром.

Критическая температура хлора равна 144 o С, критическое давление 76 атм. При температуре кипения жидкий хлор имеет плотность 1,6 г/см 3 , а теплота его испарения составляет 4,9 ккал/моль. Твердый хлор имеет плотность 2,0 г/см 3 и теплоту плавления 165 ккал/моль. Кристаллы его образованы отдельными молекулами Cl 2 (кратчайшее расстояние между которыми равно 3,34 А).

Связь Cl-Cl характеризуется ядерным расстоянием 1,98 А и силовой константой 3,2. Термическая диссоциация молекулярного хлора по уравнению

Cl 2 + 58 ккал = 2Cl

Становится заметной примерно с 1000 o С.

Распространенность хлора в природе

По распространенности в природе хлор близок фтору - на его долю приходится 0,02% от общего числа атомов земной коры. Человеческий организм содержит 0,25 (мас.) % хлора.

Первичная форма нахождения хлора на земной поверхности отвечает его чрезвычайному распылению. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них все растворимые составные части, соединения хлора скапливались в морях. Усыхание последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NaCl, который и служит исходным сырьем для получения всех соединений хлора.

Краткая характеристика химических свойств и плотность хлора

Сущность химической активности хлора проявляется в способностях его атома присоединять электроны и превращаться в отрицательно заряженный ион.

Химическая активность хлора очень велика - он соединяется почти со всеми металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме C, N и O. Важно отметить, что при полном отсутствии влаги хлор не действует на железо. Это и позволяет хранить его в стальных баллонах.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции

H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 ккал

Протекает крайне медленно, но нагревании смеси газов или её сильное освещение (прямым солнечным светом, горящим магнием и т.д.) сопровождается взрывом.

Среди сложных веществ, с которыми реагирует хлор: воды, щелочи и галогениды металлов.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	По ТХУ горения натрия в хлоре 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 кДж рассчитайте, какая масса натрия сгорела, если выделилось 1,43 кДж теплоты.
Решение	В результате горения натрия в хлоре происходит образование натрия и выделяется 819 кДж, т.е. происходит экзотермическая реакция: 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 кДж. Согласно уравнению реакции, горению подвергли 2 моль натрия. Молярная масса натрия равна 23 г/моль. Тогда, теоретическая масса натрия будет равна: m(Na) th = n(Na) × M(Na); m(Na) th = 2 × 23 = 46 г. Обозначим практическую массу натрия как «х». Составим пропорцию: x г Na - 1,43 кДж теплоты; 46 г Na - 819 кДж теплоты. Выразим «х»: х = (46 × 1,43) / 819 = 0,08. Следовательно, сгорело 0,08 г натрия.
Ответ	Масса натрия равна 0,08 г.

ПРИМЕР 2

Задание	Найдите плотность по азоту воздуха, имеющего следующий объемный состав: 20,0% кислорода; 79,0% азота и 1,0% аргона.
Решение	Поскольку объемы газов пропорциональны их количествам (закон Авогадро), то среднюю мольную массу смеси можно выразить не только через моли, но и через объемы: M = (M 1 V 1 + M 2 V 2 + M 3 V 3) / (V 1 + V 2 + V 3). M(O 2) = 2 × Ar(O) = 2×16 = 32 г/моль; M(N 2) = 2 × Ar(O) = 2×14 = 28 г/моль; M(Ar) = Ar(Ar) = 40 г/моль. Возьмем 100 дм 3 смеси, тогда V(O 2) = 20 дм 3 , V(N 2) = 79 дм 3 , V(Ar) = 1 дм 3 . Подставляя эти значения в вышеуказанную формулу получим: M = (32×20 + 28×79 + 40×1) / (20 + 79 + 1); M = 28,9 г/моль. Плотность по азоту получается делением средней мольной массы смеси на мольную массу азота: D N 2 = 28,9 / 28 = 1,03.
Ответ	Плотность по азоту воздуха равна 1,03.

Хлор

ХЛОР -а; м. [от греч. chlōros - бледно-зелёный] Химический элемент (Cl), удушливый газ зеленовато-жёлтого цвета с резким запахом (используется как отравляющее и обеззараживающее средство). Соединения хлора. Отравление хлором.

◁ Хло́рный (см.).

хлор

(лат. Chlorum), химический элемент VII группы периодической системы, относится к галогенам. Название от греческого chlōros - жёлто-зелёный. Свободный хлор состоит из двухатомных молекул (Cl 2); газ жёлто-зелёного цвета с резким запахом; плотность 3,214 г/л; t пл -101°C; t кип -33,97°C; при обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Химически очень активен (окислитель). Главные минералы - галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов. Применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений (60-75%), неорганических веществ (10-20%), для отбеливания целлюлозы и тканей (5-15%), для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды. Токсичен.

ХЛОР

ХЛОР (лат. Сhlorum), Cl (читается «хлор»), химический элемент с атомным номером 17, атомная масса 35,453. В свободном виде - желто-зеленый тяжелый газ с резким удушливым запахом (отсюда название: греч. chloros - желто-зеленый).
Природный хлор представляет смесь двух нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 35 (в смеси 75,77% по массе) и 37 (24,23%). Конфигурация внешнего электронного слоя 3s 2 p 5 . В соединениях проявляет главным образом степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII). Расположен в третьем периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам (см. ГАЛОГЕНЫ) .
Радиус нейтрального атома хлора 0,099 нм, ионные радиусы равны, соответственно (в скобках указаны значения координационного числа): Cl - 0,167 нм (6), Cl 5+ 0,026 нм (3) и Clr 7+ 0,022 нм (3) и 0,041 нм (6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома хлора равны, соответственно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 и 114,3 эВ. Сродство к электрону 3,614 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность хлора 3,16.
История открытия
Важнейшее химическое соединение хлора - поваренная соль (химическая формула NaCl, химическое название хлорид натрия) - было известно человеку с древнейших времен. Имеются свидетельства того, что добыча поваренной соли осуществлялась еще 3-4 тысячи лет до нашей эры в Ливии. Возможно, что, используя поваренную соль для различных манипуляций, алхимики сталкивались и с газообразным хлором. Для растворения «царя металлов» - золота - они использовали «царскую водку» - смесь соляной и азотной кислот, при взаимодействии которых выделяется хлор.
Впервые газ хлор получил и подробно описал шведский химик К. Шееле (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) в 1774 году. Он нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом (см. ПИРОЛЮЗИТ) MnO 2 и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом. Так как в те времена господствовала теория флогистона (см. ФЛОГИСТОН) , новый газ Шееле рассматривал как «дефлогистонированную соляную кислоту», т. е. как окись (оксид) соляной кислоты. А.Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) рассматривал газ как оксид элемента «мурия» (соляную кислоту называли муриевой, от лат. muria - рассол). Такую же точку зрения сначала разделял английский ученый Г. Дэви (см. ДЭВИ Гемфри) , который потратил много времени на то, чтобы разложить «окись мурия» на простые вещества. Это ему не удалось, и к 1811 году Дэви пришел к выводу, что данный газ - это простое вещество, и ему отвечает химический элемент. Дэви первым предложил в соответствие с желто-зеленой окраской газа назвать его chlorine (хлорин). Название «хлор» элементу дал в 1812 французский химик Ж. Л. Гей-Люссак (см. ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луи) ; оно принято во всех странах, кроме Великобритании и США, где сохранилось название, введенное Дэви. Высказывалось мнение о том, что данный элемент следует назвать «галоген» (т. е. рождающий соли), но оно со временем стало общим названием всех элементов группы VIIA.
Нахождение в природе
Содержание хлора в земной коре составляет 0,013% по массе, в заметной концентрации он в виде иона Cl – присутствует в морской воде (в среднем около 18,8 г/л). Химически хлор высоко активен и поэтому в свободном виде в природе не встречается. Он входит в состав таких минералов, образующих большие залежи, как поваренная, или каменная, соль (галит (см. ГАЛИТ) ) NaCl, карналлит (см. КАРНАЛЛИТ) KCl·MgCl 2 ·6H 21 O, сильвин (см. СИЛЬВИН) КСl, сильвинит (Na, K)Cl, каинит (см. КАИНИТ) КСl·MgSO 4 ·3Н 2 О, бишофит (см. БИШОФИТ) MgCl 2 ·6H 2 O и многих других. Хлор можно обнаружить в самых разных породах, в почве.
Получение
Для получения газообразного хлора используют электролиз крепкого водного раствора NaCl (иногда используют KCl). Электролиз проводят с использованием катионообменной мембраны, разделяющей катодное и анодное пространства. При этом за счет процесса
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
получают сразу три ценных химических продукта: на аноде - хлор, на катоде - водород (см. ВОДОРОД) , и в электролизере накапливается щелочь (1,13 тонны NaOH на каждую тонну полученного хлора). Производство хлора электролизом требует больших затрат электроэнергии: на получение1 т хлора расходуется от 2,3 до 3,7 МВт.
Для получения хлора в лаборатории используют реакцию концентрированной соляной кислоты с каким-либо сильным окислителем (перманганатом калия KMnO 4 , дихроматом калия K 2 Cr 2 O 7 , хлоратом калия KClO 3 , хлорной известью CaClOCl, оксидом марганца (IV) MnO 2). Наиболее удобно использовать для этих целей перманганат калия: в этом случае реакция протекает без нагревания:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
При необходимости хлор в сжиженном (под давлением) виде транспортируют в железнодорожных цистернах или в стальных баллонах. Баллоны с хлором имеют специальную маркировку, но даже при ее отсутствии хлорный баллон легко отличить от баллонов с другими неядовитыми газами. Дно хлорных баллонов имеет форму полушария, и баллон с жидким хлором невозможно без опоры поставить вертикально.
Физические и химические свойства
При обычных условиях хлор - желто-зеленый газ, плотность газа при 25°C 3,214 г/дм 3 (примерно в 2,5 раза больше плотности воздуха). Температура плавления твердого хлора –100,98°C, температура кипения –33,97°C. Стандартный электродный потенциал Сl 2 /Сl - в водном растворе равен +1,3583 В.
В свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул Сl 2 . Межъядерное расстояние в этой молекуле 0,1987 нм. Сродство к электрону молекулы Сl 2 2,45 эВ, потенциал ионизации 11,48 эВ. Энергия диссоциации молекул Сl 2 на атомы сравнительно невелика и составляет 239,23 кДж/моль.
Хлор немного растворим в воде. При температуре 0°C растворимость составляет 1,44 масс.%, при 20°C - 0,711°C масс.%, при 60°C - 0,323 масс. %. Раствор хлора в воде называют хлорной водой. В хлорной воде устанавливается равновесие:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Для того, чтобы сместить это равновесие влево, т. е. понизить растворимость хлора в воде, в воду следует добавить или хлорид натрия NaCl, или какую-либо нелетучую сильную кислоту (например, серную).
Хлор хорошо растворим во многих неполярных жидкостях. Жидкий хлор сам служит растворителем таких веществ, как ВСl 3 , SiCl 4 , TiCl 4 .
Из-за низкой энергии диссоциации молекул Сl 2 на атомы и высокого сродства атома хлора к электрону химически хлор высоко активен. Он вступает в непосредственное взаимодействие с большинством металлов (в том числе, например, с золотом) и многими неметаллами. Так, без нагревания хлор реагирует с щелочными (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) и щелочноземельными металлами (см. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ) , с сурьмой:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
При нагревании хлор реагирует с алюминием:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
и железом:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
С водородом H 2 хлор реагирует или при поджигании (хлор спокойно горит в атмосфере водорода), или при облучении смеси хлора и водорода ультрафиолетовым светом. При этом возникает газ хлороводород НСl:
Н 2 + Сl 2 = 2НСl.
Раствор хлороводорода в воде называют соляной (см. СОЛЯНАЯ КИСЛОТА) (хлороводородной) кислотой. Максимальная массовая концентрация соляной кислоты около 38%. Соли соляной кислоты - хлориды (см. ХЛОРИДЫ) , например, хлорид аммония NH 4 Cl, хлорид кальция СаСl 2 , хлорид бария ВаСl 2 и другие. Многие хлориды хорошо растворимы в воде. Практически нерастворим в воде и в кислых водных растворах хлорид серебра AgCl. Качественная реакция на присутствие хлорид-ионов в растворе - образование с ионами Ag + белого осадка AgСl, практически нерастворимого в азотнокислой среде:
СаСl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
При комнатной температуре хлор реагирует с серой (образуется так называемая однохлористая сера S 2 Cl 2) и фтором (образуются соединения ClF и СlF 3). При нагревании хлор взаимодействует с фосфором (образуются, в зависимости от условий проведения реакции, соединения РСl 3 или РСl 5), мышьяком, бором и другими неметаллами. Непосредственно хлор не реагирует с кислородом, азотом, углеродом (многочисленные соединения хлора с этими элементами получают косвенными путями) и инертными газами (в последнее время ученые нашли способы активирования подобных реакций и их осуществления «напрямую»). С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения, например, очень сильные окислители - фториды ClF, ClF 3 , ClF 5 . Окислительная способность хлора выше, чем брома, поэтому хлор вытесняет бромид-ион из растворов бромидов, например:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлор вступает в реакции замещения со многими органическими соединениями, например, с метаном СН 4 и бензолом С 6 Н 6:
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl или С 6 Н 6 + Сl 2 = С 6 Н 5 Сl + НСl.
Молекула хлора способна присоединятся по кратным связям (двойным и тройным) к органическим соединениям, например, к этилену С 2 Н 4:
С 2 Н 4 + Сl 2 = СН 2 СlСН 2 Сl.
Хлор вступает во взаимодействие с водными растворами щелочей. Если реакция протекает при комнатной температуре, то образуются хлорид (например, хлорид калия КCl) и гипохлорит (см. ГИПОХЛОРИТЫ) (например, гипохлорит калия КClО):
Cl 2 + 2КОН = КClО + КСl +Н 2 О.
При взаимодействии хлора с горячим (температура около 70-80°C) раствором щелочи образуется соответствующий хлорид и хлорат (см. ХЛОРАТЫ) , например:
3Сl 2 + 6КОН= 5КСl + КСlО 3 + 3Н 2 О.
При взаимодействии хлора с влажной кашицей из гидроксида кальция Са(ОН) 2 образуется хлорная известь (см. ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ) («хлорка») СаСlОСl.
Степени окисления хлора +1 отвечает слабая малоустойчивая хлорноватистая кислота (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) НСlО. Ее соли - гипохлориты, например, NaClO - гипохлорит натрия. Гипохлориты - сильнейшие окислители, широко используются как отбеливающие и дезинфицирующие агенты. При взаимодействии гипохлоритов, в частности, хлорной извести, с углекислым газом СО 2 образуется среди других продуктов летучая хлорноватистая кислота (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) , которая может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl 2 О:
2НСlО = Сl 2 О + Н 2 О.
Именно запах этого газа Сl 2 О - характерный запах «хлорки».
Степени окисления хлора +3 отвечает малоустойчивая кислота средней силы НСlО 2 . Эту кислоту называют хлористой, ее соли - хлориты (см. ХЛОРИТЫ (соли)) , например, NaClO 2 - хлорит натрия.
Степени окисления хлора +4 соответствует только одно соединение - диоксид хлора СlО 2 .
Степени окисления хлора +5 отвечает сильная, устойчивая только в водных растворах при концентрации ниже 40%, хлорноватая кислота (см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) НСlО 3 . Ее соли - хлораты, например, хлорат калия КСlО 3 .
Степени окисления хлора +6 соответствует только одно соединение - триоксид хлора СlО 3 (существует в виде димера Сl 2 О 6).
Степени окисления хлора +7 отвечает очень сильная и довольно устойчивая хлорная кислота (см. ХЛОРНАЯ КИСЛОТА) НСlО 4 . Ее соли - перхлораты (см. ПЕРХЛОРАТЫ) , например, перхлорат аммония NH 4 ClO 4 или перхлорат калия КСlО 4 . Следует отметить, что перхлораты тяжелых щелочных металлов - калия, и особенно рубидия и цезия мало растворимы в воде. Оксид, соответствующий степени окисления хлора +7 - Сl 2 О 7 .
Среди соединений, содержащих хлор в положительных степенях окисления, наиболее сильными окислительными свойствами обладают гипохлориты. Для перхлоратов окислительные свойства нехарактерны.
Применение
Хлор - один из важнейших продуктов химической промышленности. Его мировое производство составляет десятки миллионов тонн в год. Хлор используют для получения дезинфицирующих и отбеливающих средств (гипохлорита натрия, хлорной извести и других), соляной кислоты, хлоридов многих металлов и неметаллов, многих пластмасс (поливинилхлорида (см. ПОЛИВИНИЛХЛОРИД) и других), хлорсодержащих растворителей (дихлорэтана СН 2 СlСН 2 Сl, четыреххлористого углерода ССl 4 и др.), для вскрытия руд, разделения и очистки металлов и т.д. Хлор применяют для обеззараживания воды (хлорирования (см. ХЛОРИРОВАНИЕ) ) и для многих других целей.
Биологическая роль
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) и входит в состав всех живых организмов. Некоторые растения, так называемые галофиты, не только способны расти на сильно засоленных почвах, но и накапливают в больших количествах хлориды. Известны микроорганизмы (галобактерии и др.) и животные, обитающие в условиях высокой солености среды. Хлор - один из основных элементов водно-солевого обмена животных и человека, определяющих физико-химические процессы в тканях организма. Он участвует в поддержании кислотно-щелочного равновесия в тканях, осморегуляции (см. ОСМОРЕГУЛЯЦИЯ) (хлор - основное осмотически активное вещество крови, лимфы и др. жидкостей тела), находясь, в основном, вне клеток. У растений хлор принимает участие в окислительных реакциях и фотосинтезе.
Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52% хлора, костная - 0,09%; в крови - 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.
Особенности работы с хлором
Хлор - ядовитый удушливый газ, при попадании в легкие вызывает ожог легочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л. Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ (см. ОТРАВЛЯЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА) , использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 . ПДК хлора в воздухе рабочих помещений 1 мг/м 3 , в воздухе населенных пунктов 0,03 мг/м 3 .

Как бы мы негативно ни относились к общественным уборным, природа диктует свои правила, и посещать их приходится. Помимо естественных (для данного места) запахов, еще одним привычным ароматом является хлорка, используемая для дезинфекции помещения. Свое название она получила из-за главного действующего вещества в ней - Cl. Дайте узнаем об этом химическом элементе и его свойствах, а также дадим характеристику хлора по положению в периодической системе.

Как был открыт этот элемент

Впервые хлорсодержащее соединение (HCl) было синтезировано в 1772 г. британским священником Джозефом Пристли.

Через 2 года его шведский коллега Карл Шееле сумел описать способ выделения Cl с помощью реакции между соляной кислотой и диоксидом марганца. Однако этот химик так и не понял, что в результате синтезируется новый химический элемент.

Почти 40 лет понадобилось ученым, чтобы научиться добывать хлор на практике. Впервые это было сделано британцем Гемфри Дэви в 1811 г. При этом он использовал другую реакцию, нежели его предшественники-теоретики. Дэви при помощи электролиза разложил на составляющие NaCl (известный большинству как кухонная соль).

Изучив полученное вещество, британский химик осознал, что оно является элементарным. После этого открытия Дэви не только назвал его - chlorine (хлорин), но и смог дать характеристику хлора, правда она была весьма примитивной.

Хлорин превратился в хлор (chlore) благодаря Жозефу Гей-Люссаку и в таком виде существует в французском, немецком, российском, белорусском, украинском, чешском, болгарском и некоторых других языках и сегодня. В английском по сей день употребляется название "хлорин", а в итальянском и испанском "хлоро".

Более подробно рассматриваемый элемент был описан Йенсом Берцелиусом в 1826 г. Именно он смог определить его атомную массу.

Что такое хлор (Cl)

Рассмотрев историю открытия данного химического элемента, стоит узнать о нем подробнее.

Название chlorine было образовано от греческого слова χλωρός («зеленый»). Дано оно было из-за желтовато-зеленоватого цвета данного вещества

Самостоятельно хлор существует как двухатомный газ Cl 2, однако в таком виде в природе он практически не встречается. Чаще он фигурирует в различных соединениях.

Помимо отличительного оттенка, для хлора характерен сладковато-едкий запах. Он является очень ядовитым веществом, поэтому при попадании в воздух и вдыхании человеком или животным способен в течение нескольких минут привести к их гибели (зависит от концентрации Cl).

Поскольку хлор тяжелее воздуха почти в 2,5 раза, он всегда будет находиться ниже его, то есть у самой земли. По этой причине при подозрении на наличие Cl следует забраться как можно выше, так как там будет меньшая концентрация данного газа.

Также, в отличие от некоторых других ядовитых веществ, хлорсодержащие обладают характерным цветом, что может позволить зрительно их идентифицировать и принять меры. Большинство стандартных противогазов помогают защитить органы дыхания и слизистые оболочки от поражения Cl. Однако для полной безопасности нужно принимать более серьезные меры, вплоть до нейтрализации ядовитого вещества.

Стоит отметить, что именно с применения немцами хлора как отравляющего газа в 1915 г. начало свою историю химическое оружие. В результате использования почти 200 тонн вещества было за несколько минут отравлено 15 тысяч человек. Треть из них умерла почти мгновенно, треть получила перманентные повреждения, и лишь 5 тысячам удалось спастись.

Почему же столь опасное вещество до сих пор не запрещено и ежегодно добывается миллионами тонн? Все дело в его особых свойствах, а чтобы понять их, стоит рассмотреть характеристику хлора. Проще всего это сделать с помощью таблицы Менделеева.

Характеристика хлора в периодической системе

Хлор как галоген

Помимо крайней токсичности и едкого запаха (характерных для всех представителей данной группы) Cl отлично растворяется в воде. Практическое подтверждение этому - добавление хлорсодержащих моющих средств в воду для бассейнов.

При контакте с влажным воздухом рассматриваемое вещество начинает дымиться.

Свойства Cl как неметалла

Рассматривая химическую характеристику хлора, стоит обратить внимание на его неметаллические свойства.

Он имеет способность образовывать соединения практически со всеми металлами и неметаллами. В качестве примера можно привести реакцию с атомами железа: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Часто для проведения реакций необходимо использовать катализаторы. В этой роли может выступать Н 2 О.

Нередко реакции с Cl носят эндотермический характер (поглощают тепло).

Стоит отметить, что в кристаллической форме (в виде порошка) хлор взаимодействует с металлами лишь при нагревании до высоких температур.

Реагируя с другими неметаллами (кроме О 2 , N, F, С и инертных газов), Cl образует соединения - хлориды.

При реакции с О 2 образуются крайне нестабильные и склонные к распаду оксиды. В них степень окисления Cl способна проявляться от +1 до +7.

При взаимодействии с F образуются фториды. Степень окисления их может быть разной.

Хлор: характеристика вещества с точки зрения его физических свойств

Помимо химических свойств, рассматриваемый элемент имеет и физические.

Влияние температуры на агрегатное состояние Cl

Рассмотрев физическую характеристику элемента хлора, мы понимаем, что он способен переходить в разные агрегатные состояния. Все зависит от температурного режима.

В нормальном состоянии Cl - это газ, обладающий высокими коррозийными свойствами. Однако он с легкостью способен сжижаться. На это влияет температура и давление. К примеру, если оно равно 8 атмосферам, а температура - +20 градусам по Цельсию, Cl 2 - кислотно-желтая жидкость. Данное агрегатное состояние он способен сохранять до +143 градусов, если давление также продолжает повышаться.

При достижении -32 °С состояние хлора перестает зависеть от давления, и он продолжает оставаться жидким.

Кристаллизация вещества (твердое состояние) происходит при -101 градусе.

Где в природе существует Cl

Рассмотрев общую характеристику хлора, стоит узнать, где же в природе может встречаться столь непростой элемент.

Из-за своей высокой реакционной активности он практически никогда не встречается в чистом виде (поэтому в начале изучения учеными этого элемента понадобились годы, чтобы научиться его синтезировать). Обычно Cl находится в составе соединений в различных минералах: галит, сильвин, каинит, бишофит и т. п.

Более всего он содержится в солях, добытых из морской или океанической воды.

Влияние на организм

При рассмотрении характеристики хлора уже было не раз сказано, что он крайне ядовит. При этом атомы вещества содержатся не только в минералах, но и практически во всех организмах, начиная от растений до человека.

Из-за особых свойств ионы Cl лучше других проникают сквозь мембраны клеток (поэтому более 80 % всего хлора в теле человека находится в межклеточном пространстве).

Вместе с К, Cl ответственен за регуляцию водно-солевого баланса и как следствие - за осмотическое равенство.

Несмотря на столь важную роль в организме, в чистом виде Cl 2 убивает все живое - от клеток до целых организмов. Однако в контролированных дозах и при кратковременном воздействии он не успевает причинить повреждений.

Ярким примером последнему утверждению служит любой бассейн. Как известно, воду в таких учреждениях дезинфицируют при помощи Cl. При этом, если человек редко посещает такое заведение (раз в неделю или в месяц) - маловероятно, что он пострадает от наличия данного вещества в воде. Однако работники таких учреждений, особенно те, кто почти весь день пребывают в воде (спасатели, инструкторы) часто страдают кожными заболеваниями или имеют ослабленный иммунитет.

В связи со всем этим после посещения бассейнов обязательно нужно принять душ - чтобы смыть возможные остатки хлора с кожи и волос.

Использования Cl человеком

Помня из характеристики хлора, что он является «капризным» элементом (когда дело доходит до взаимодействия с другими веществами), интересно будет узнать, что в промышленности он весьма часто используется.

В первую очередь с его помощью производится дезинфекция многих веществ.

Также Cl применяется при изготовлении некоторых видов пестицидов, что помогает спасать урожай от вредителей.

Способность этого вещества взаимодействовать почти со всеми элементами таблицы Менделеева (характеристика хлора как неметалла) помогает с его помощью добывать некоторые виды металлов (Ті, Та и Nb), а также известь и соляную кислоту.

Помимо всего вышеперечисленного Cl применяют при производстве промышленных веществ (поливинилхлорид) и медицинских препаратов (хлоргексидин).

Стоит упомянуть, что сегодня найдено более эффективное и безопасное дезинфицирующее средство - озон (О 3 ). Однако его производство более дорогостоящее, чем хлора, и этот газ еще более нестабилен, нежели хлор (краткая характеристика физических свойств в 6-7 п.). Поэтому применять озонирование вместо хлорирования пока могут позволить себе немногие.

Как добывается хлор

Сегодня известно немало способов для синтеза данного вещества. Все они делятся на две категории:

• Химические.
• Электрохимические.

В первом случае Cl получают вследствие химической реакции. Однако на практике они весьма затратные и малопроизводительны.

Поэтому в промышленности предпочитают электрохимические методы (электролиз). Их три: диафрагменный, мембранный и ртутный электролиз.