Хлор

редактировать

Химический элемент с атомным номером 17

Химический элемент с атомным номером 17
Хлор, 17Cl
A glass container filled with chlorine gas
Хлор
Произношение​()
Внешний видбледно-желто-зеленый газ
Стандартная атомная масса A r, стандартная (Cl)[35,446, 35,457] условно: 35,45
Хлор в периодической таблице
Водород Гелий
Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон
Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон
Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон
Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутениу m Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Йод Ксенон
Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть (элемент) Таллий Свинец Висмут Полоний Астатин Радон
Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Бор Калий Мейтнерий Дармштадций Рентгений Коперниций Нихоний Флеровий Моско vium Livermorium Tennessine Оганессон
F. ↑. Cl. ↓. Br
сера ← хлор → аргон
Атомный номер (Z)17
Группа группа 17 (галогены)
Период период 3
Блок p-блок
Категория элемента Реактивный неметалл
Электронная конфигурация [Ne ] 3s 3p
Электроны на оболочку2, 8, 7
Физические свойства
Фаза при STP газ
Точка плавления (Cl 2) 171,6 K (-101,5 ° C, -150,7 ° F)
Точка кипения (Cl 2) 239,11 K (-34,04 ° C, -29,27 ° F)
Плотность (при стандартном давлении)3,2 г / л
в жидком состоянии (при точка кипения )1,5625 г / см
Критическая точка 416,9 K, 7,991 МПа
Теплота плавления (Cl 2) 6,406 кДж / моль
Теплота испарения (Cl 2) 20,41 кДж / моль
Молярная теплоемкость (Cl 2). 33,949 Дж / (моль · К)
Давление пара
P(Па)1101001 k10 k100 k
при T (K)128139153170197239
Атомные свойства
Состояния окисления −1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 (сильно кислый оксид)
Электроотрицательность Шкала Полинга: 3,16
Энергии ионизации
  • 1-я: 1251,2 кДж / моль
  • 2-я: 2298 кДж / моль
  • 3-я: 3822 кДж / моль
  • (подробнее )
Ковалентный радиус 102 ± 4 pm
радиус Ван-дер-Ваальса 175 пм
Color lines in a spectral range Спектральные линии хлора
Другие свойства
Естественное происхождениеизначальное
Кристаллическая структура орторомбическая Orthorhombic crystal structure for chlorine
Скорость звука 206 м / с (газ, при 0 ° C)
Теплопроводность 8,9 × 10 Вт / (м · К)
Удельное электрическое сопротивление >10 Ом · м (при 20 ° C)
Магнитное упорядочение диамагнитное
Магнитная восприимчивость -40,5 · 10 см / моль
Номер CAS Cl2: 7782-50-5
История
Открытие и первая изоляцияКарл Вильгельм Шееле (1774)
Распознан как элемент byХамфри Дэви (1808)
Основные изотопы хлора
Изотоп Содержание Период полураспада (t1/2)Режим распада Продукт
Cl76%стабильный
Clслед 3,01 × 10 yβ Ar
ε S
Cl24%стабильный
CategoryКатегория: Хлор.
  • просмотр
  • обсуждение
| ссылки

Хлор - это химический элемент с символом Clи атомным номером 17. Второй по легкости из галогенов, он находится между фтором и бромом в периодической таблице, и его свойства в основном являются промежуточными между ними. Хлор - желто-зеленый газ при комнатной температуре. Это чрезвычайно реактивный элемент и сильный окислитель : среди элементов он имеет наивысшее сродство к электрону и третье место по электроотрицательности по шкале Полинга., позади только кислород и фтор.

Наиболее распространенное соединение хлора, хлорид натрия (поваренная соль), было известно с древних времен. Примерно в 1630 году газообразный хлор был впервые синтезирован в результате химической реакции, но не был признан принципиально важным веществом. Карл Вильгельм Шееле написал описание газообразного хлора в 1774 году, предполагая, что это оксид нового элемента. В 1809 году химики предположили, что газ может быть чистым элементом, и это было подтверждено сэром Хэмфри Дэви в 1810 году, который назвал его из древнегреческого : χλωρός, романизированный : khlôros, lit. 'бледно-зеленый' в зависимости от его цвета.

Из-за своей высокой реакционной способности весь хлор в земной коре находится в форме ионных хлоридных соединений, в том числе поваренной соли. Это второй по распространенности галоген (после фтора) и двадцать первый по распространенности химический элемент в земной коре. Эти отложения земной коры, тем не менее, ничтожны из-за огромных запасов хлоридов в морской воде.

Элементарный хлор коммерчески получают из рассола путем электролиза, преимущественно в процессе хлор-щелочной. Высокий окислительный потенциал элементарного хлора привел к разработке коммерческих отбеливателей и дезинфицирующих средств, а также реагента для многих процессов в химической промышленности. Хлор используется в производстве широкого спектра потребительских товаров, около двух третей из которых составляют органические химические вещества, такие как поливинилхлорид (ПВХ), многие промежуточные продукты для производства пластмасс, и другие конечные продукты, не содержащие элемент. В качестве обычного дезинфицирующего средства элементарный хлор и соединения, образующие хлор, используются непосредственно в плавательных бассейнах для поддержания их санитарных норм. Элементарный хлор в высокой концентрации чрезвычайно опасен и ядовит для большинства живых организмов. В качестве агента химической войны хлор впервые был использован в Первой мировой войне в качестве отравляющего газа.

В форме ионов хлора хлор необходим всем известным видам жизни. Другие типы соединений хлора редко встречаются в живых организмах, а искусственно произведенные хлорированные органические вещества варьируются от инертных до токсичных. В верхних слоях атмосферы хлорсодержащие органические молекулы, такие как хлорфторуглероды, участвуют в истощении озонового слоя. Небольшие количества элементарного хлора образуются при окислении хлорида до гипохлорита в нейтрофилах как часть ответа иммунной системы против бактерий.

Содержание
  • 1 История
  • 2 Свойства
    • 2.1 Изотопы
  • 3 Химия и соединения
    • 3.1 Хлороводород
    • 3.2 Другие бинарные хлориды
    • 3.3 Полихлорные соединения
    • 3.4 Хлор фториды
    • 3.5 Оксиды хлора
    • 3.6 Хлор оксикислоты и оксианионы
    • 3.7 Хлорорганические соединения
  • 4 Возникновение и производство
  • 5 Области применения
    • 5.1 Санитария, дезинфекция и антисептика
      • 5.1.1 Борьба с гниение
      • 5.1.2 Дезинфекция
      • 5.1.3 Земмельвейс и эксперименты с антисептиками
      • 5.1.4 Общественная санитария
    • 5.2 Использование в качестве оружия
      • 5.2.1 Первая мировая война
      • 5.2.2 Ирак
      • 5.2.3 Сирия
  • 6 Биологическая роль
  • 7 Опасности
    • 7.1 Вызванное хлором растрескивание конструкционных материалов
    • 7.2 Хлорно-железное возгорание
  • 8 См. Также
  • 9 Ссылки
  • 10 Примечания
  • 11 Библиография
  • 12 Внешние ссылки
История
Карл Вильгельм Шееле, первооткрыватель хлора

Наиболее распространенное соединение хлора, хлорид натрия, было известно с древних времен. раз; археологи нашли доказательства того, что каменная соль использовалась еще в 3000 году до нашей эры, а рассол - еще в 6000 году до нашей эры. Его значение в пище было очень хорошо известно в классической античности и иногда использовалось в качестве платы за услуги римским генералам и военным трибунам. Элементарный хлор, вероятно, был впервые выделен около 1200 г. с открытием царской водки и его способности растворять золото, поскольку газообразный хлор является одним из продуктов этой реакции: однако он не был признан новым веществом. Около 1630 года хлор был признан газом фламандским химиком и врачом Ян Баптист ван Гельмонт.

Элемент был впервые подробно изучен в 1774 году шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, и он является приписывают открытие. Шееле произвел хлор путем реакции MnO 2 (в виде минерала пиролюзита ) с HCl:

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

Шееле наблюдал несколько свойств хлора: отбеливающий эффект на лакмус, смертельное воздействие на насекомых, желто-зеленый цвет и запах похож на царская водка. Он назвал его «воздух с дефлогистированной соляной кислотой», так как это газ (тогда называемый «воздухом»), и он происходил из соляной кислоты (тогда известной как «соляная кислота»). Ему не удалось установить хлор как элемент.

Согласно общей химической теории того времени, кислота - это соединение, содержащее кислород (его остатки сохранились в немецких и голландских названиях кислорода : sauerstoff или zuurstof, оба переводятся на английский как кислотное вещество), поэтому ряд химиков, в том числе Клод Бертолле, предположили, что дефлогистированный воздух соляной кислоты Шееле должен быть комбинацией кислорода и еще не открытого элемента, muriaticum.

В 1809 г. Жозеф Луи Гей-Люссак и Луи-Жак Тенар пытались разложить воздух дефлогистированной соляной кислоты, вступив в реакцию с древесным углем, чтобы высвободить свободный элемент муриатикум. (и углекислый газ). Им это не удалось, и они опубликовали отчет, в котором они рассматривали возможность того, что дефлогистированный воздух соляной кислоты является элементом, но не были убеждены.

В 1810 году сэр Хэмфри Дэви попробовал тот же эксперимент снова, и пришел к выводу, что вещество было элементом, а не соединением. Он объявил о своих результатах Королевскому обществу 15 ноября того же года. В то время он назвал этот новый элемент «хлор» от греческого слова χλωρος (chlōros, «зелено-желтый») в связи с его цветом. Название «галоген », означающее «производитель соли», было первоначально использовано для хлора в 1811 году Иоганном Саломо Кристофом Швайггером. Позднее этот термин был использован как общий термин для описания всех элементов семейства хлора (фтор, бром, йод) по предложению Йенса Якоба Берцелиуса в 1826 году. В 1823 году Майкл Фарадей сжиженный хлор впервые и продемонстрировал, что то, что тогда было известно как «твердый хлор», имеет структуру гидрата хлора (Cl 2·H2O).

Газообразный хлор впервые был использован французским химиком Клодом Бертолле для отбеливания тканей в 1785 году. Современные отбеливатели появились в результате дальнейшей работы Бертолле, который впервые произвел гипохлорит натрия в 1789 году в своей лаборатории в городе Javel (ныне часть Paris, France), пропуская газообразный хлор через раствор карбоната натрия. Полученная жидкость, известная как «Eau de Javel» («вода Javel »), представляла собой слабый раствор гипохлорита натрия. Этот процесс был не очень эффективным, поэтому требовались альтернативные методы производства. Шотландский химик и промышленник Чарльз Теннант сначала получил раствор гипохлорита кальция («хлорированная известь»), а затем твердый гипохлорит кальция (отбеливающий порошок). Эти соединения производили низкие уровни элементарного хлора и могли транспортироваться более эффективно, чем гипохлорит натрия, который оставался в виде разбавленных растворов, потому что при очистке для удаления воды он стал опасно мощным и нестабильным окислителем. Ближе к концу девятнадцатого века Э. С. Смит запатентовал метод производства гипохлорита натрия, включающий электролиз рассола для получения гидроксида натрия и газообразного хлора, которые затем смешались с образованием гипохлорита натрия. Это известно как хлорно-щелочной процесс, впервые внедренный в промышленном масштабе в 1892 году, а теперь являющийся источником большинства элементарного хлора и гидроксида натрия. В 1884 г. компания Chemischen Fabrik Griesheim из Германии разработала другой процесс хлористой щелочи, коммерческое производство которого началось в 1888 г.

Растворы элементарного хлора, растворенные в химически основной воде (натрий и гипохлорит кальция ) были впервые использованы в качестве средств против гниения и дезинфицирующих средств в 1820-х годах во Франции, задолго до создания микробной теории болезней. Эта практика была впервые применена Антуаном-Жерменом Лабарраком, который адаптировал отбеливатель Бертолле «вода Джавель» и другие препараты хлора (более полную историю см. Ниже). С тех пор элементарный хлор выполняет непрерывную функцию в местной антисептике (растворы для промывания ран и т. П.) И в общественной санитарии, особенно в плавании и питьевой воде.

Газообразный хлор впервые был использован в качестве оружия 22 апреля 1915 г. в Ипре немецкой армией . Эффект на союзников был разрушительным, потому что существующие противогазы было трудно развернуть и не получили широкого распространения.

Свойства
Хлор, сжиженный под давлением 7,4 бар в помещении температура, отображаемая в кварцевой ампуле, заключенной в акриловое стекло. Твердый хлор при -150 ° C

Хлор является вторым галогеном, будучи неметаллом в группе 17 таблицы Менделеева. Таким образом, его свойства аналогичны свойствам фтора, брома и йода и в значительной степени являются промежуточными между первыми двумя. Хлор имеет электронную конфигурацию [Ne] 3s3p, причем семь электронов в третьей и самой внешней оболочке действуют как его валентные электроны. Как и все галогены, он на один электрон меньше полного октета и, следовательно, является сильным окислителем, вступающим в реакцию со многими элементами, чтобы сформировать свою внешнюю оболочку. В соответствии с периодическими тенденциями, он занимает промежуточное положение по электроотрицательности между фтором и бромом (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66) и менее реактивен, чем фтор. и более реакционноспособен, чем бром. Это также более слабый окислитель, чем фтор, но более сильный, чем бром. Напротив, ион хлорида является более слабым восстановителем, чем бромид, но более сильным, чем фторид. Он занимает промежуточное положение в атомном радиусе между фтором и бромом, и это приводит к тому, что многие из его атомных свойств аналогичным образом продолжают восходящую тенденцию от йода к брому, например, первая энергия ионизации, сродство к электрону, энтальпия диссоциации молекулы X 2 (X = Cl, Br, I), ионный радиус и длина связи X – X. (Фтор является аномальным из-за своего небольшого размера.)

Все четыре стабильных галогена испытывают межмолекулярное силы Ван-дер-Ваальса притяжения, и их сила увеличивается вместе с числом электронов среди всех гомоядерных двухатомных молекулы галогена. Таким образом, температуры плавления и кипения хлора являются промежуточными между температурами фтора и брома: хлор плавится при -101,0 ° C и кипит при -34,0 ° C. В результате увеличения молекулярной массы галогенов в группе плотность и теплота плавления и испарения хлора снова становятся промежуточными между значениями брома и фтора, хотя все их теплоты испарения довольно низки (что приводит к высокой летучести). благодаря их двухатомной молекулярной структуре. Галогены темнеют по цвету по мере перехода к группе: таким образом, в то время как фтор представляет собой бледно-желтый газ, хлор отчетливо желто-зеленый. Эта тенденция возникает из-за того, что длины волн видимого света, поглощаемого галогенами, увеличиваются по группе. В частности, цвет галогена, такого как хлор, является результатом электронного перехода между самой высокой занятой разрыхляющей π g молекулярной орбиталью и самой низкой вакантной разрыхляющей связью σ u молекулярная орбиталь. Цвет тускнеет при низких температурах, так что твердый хлор при -195 ° C почти бесцветен.

Подобно твердому брому и йоду, твердый хлор кристаллизуется в орторомбической кристаллической системе в слоистой решетка из молекул Cl 2. Расстояние Cl – Cl составляет 198 пм (близко к газообразному расстоянию Cl – Cl, равному 199 пм), а расстояние Cl · ·· Cl между молекулами составляет 332 пм внутри слоя и 382 пм между слоями (сравните ван-дер-Ваальсовский радиус хлор, 180 пм). Эта структура означает, что хлор является очень плохим проводником электричества, и действительно, его проводимость настолько мала, что ее практически невозможно измерить.

Изотопы

Хлор имеет два стабильных изотопа, Cl и Cl. Это только два его природных изотопа, встречающихся в большом количестве: Cl составляет 76% от природного хлора, а Cl составляет оставшиеся 24%. Оба синтезируются в звездах в процессах сжигания кислорода и кремния. Оба имеют ядерный спин 3/2 + и, таким образом, могут использоваться для ядерного магнитного резонанса, хотя величина спина, превышающая 1/2, приводит к несферическому распределению ядерных зарядов и, таким образом, к резонансному уширению в результате ненулевой ядерный квадрупольный момент и результирующая квадрупольная релаксация. Все остальные изотопы хлора радиоактивны с периодом полураспада, слишком коротким, чтобы встречаться в природе изначально. Из них наиболее часто используются в лаборатории Cl (t 1/2 = 3,0 × 10 лет) и Cl (t 1/2 = 37,2 мин), которые могут быть образуется в результате нейтронной активации природного хлора.

Самым стабильным радиоизотопом хлора является Cl. Первичная мода распада изотопов легче, чем Cl, - это захват электрона в изотопы серы ; изотопов тяжелее Cl является бета-распад до изотопов аргона ; и Cl может распадаться любым способом до стабильной S или Ar. Cl встречается в природе в следовых количествах как космогенный нуклид в соотношениипримерно (7–10) × 10 к 1 со стабильными изотопами хлора: он образуется в атмосфере в результате расщепления Ar в результате взаимодействия с протонами космических лучей . В измерителе литосферы Cl генерируется в основном за счет активации Cl тепловыми нейтронами и расщепления K и Ca. В подповерхностной среде захват мюона с помощью Ca становится более важным как способ генерирования Cl.

Химия и соединения
Энергии галогенных связей (кДж / моль)
XXXHXBX3AlX 3CX4
F159574645582456
Cl243428444427327
Br193363368360272
I151294272285239

Хлор занимает промежуточное положение по реакционной способности между фтором и бромом и является одним из наиболее реактивных элементов. Хлор - более слабый окислитель, чем фтор, но более сильный, чем бром или йод. Это видно из стандартных электродных потенциалов пар X 2 / X (F, +2,866 В; Cl, ​​+1,395 В; Br, +1,087 В; I, + 0,615 В; при примерно +0,3 В). Однако эта тенденция не проявляется в энергиях связи, поскольку фтор является сингулярным из-за своего небольшого размера, низкой поляризуемости и отсутствия низколежащих d-орбиталей, доступных для связывания (которые есть у хлора). Еще одно отличие: хлор имеет значительный химический состав в положительных степенях окисления, а фтор - нет. Хлорирование часто приводит к более высоким степеням окисления, чем бромирование или йодирование, но более низким степеням окисления, чем фторирование. Хлор соединения тенденцию реагировать сми, включая связи M - M, M - H или M - C, с образованием связей M - Cl.

Учитывая, что E ° (1 / 2O 2/H2O) = +1 229 В, что меньше +1 395 В, можно ожидать, что хлор будет способен действовать на воду до кислорода и соляной кислоты. Кинетика этой реакции, обеспечивает эффект перенапряжения пузырька, так что при электролизе водных хлоридных растворов выделяется газообразный хлор, не газообразный кислород, что очень полезно для промышленного производства хлора.

Хлороводород

Структура твердого хлорида дейтерия с водородными связями D ··· Cl

Простейшее соединение хлора - это хлористый водород, HCl, основное химическое вещество в промышленности и лаборатории, как в виде газа, так и растворенное в воде в виде соляной кислоты. Его часто получают путем сжигания газообразного хлора или побочного продукта хлорирования углеводородов. Другой подход заключается в обработке хлорида натрия концентрированной серной кислотой для получения соляной кислоты, также известный как процесс «соляной корки»:

NaCl + H 2SO4150 ° C⟶ NaHSO 4 + HCl
NaCl + NaHSO 4 540–600 ° C⟶ Na 2SO4+ HCl

В лаборатории газообразный хлористый водород может быть получен сушкой кислоты концентрированной серной кислотой. Хлорид дейтерия, DCl, может быть получен реакция бензоилхлорида с тяжелой водой (D2O).

При комнатной температуре хлористый водород представляет бесцветный газ, как и все остальные галогениды водорода, кроме фтороводорода, водород не может образовывать прочные водородные связи с более крупным электроотрицательным атомом хлора; однако водородная связь присутствует в твердом кристаллическом хлористом водороде при низких температурах, аналогичной структуре фтороводорода, до того как при повышении температуры начинает преобладать беспорядок. Соляная кислота является сильной кислотой (pK a = -7), потому что водородные связи с хлором слишком слабы, чтобы препятствовать диссоциации. Система HCl / H 2 O имеет много гидратов HCl · nH 2 O для n = 1, 2, 3, 4 и 6. Среди смесей 1: 1 HCl и H 2 O, система полностью разделяется на две отдельные фазы. Соляная кислота образует азеотроп с температурой кипения 108,58 ° C при 20,22 г HCl на 100 г раствора; таким образом, соляная кислота не может быть сконцентрирована выше этой точки путем перегонки.

В отличие от фтороводорода, с безводным жидким хлористым водородом трудно работать в качестве растворителя, потому что его температура кипения низкая, он имеет небольшой диапазон жидкости, его электрическая проница низкая, и он не диссоциирует в степени на ионы H 2 Cl и HCl. 2- последние, в любом случае, намного менее стабильны, чем бифторид . ионы (HF. 2) из-за очень слабой водородной связи между водородом и хлором, хотя его соли с очень большими и слабополяризованными катионами, такими как Cs и NR. 4 (R = Me, Et, Bu ) еще может быть изолирован. Безводный хлористый водород - плохой растворитель, он способен растворять только низкомолекулярные соединения, такие как нитрозилхлорид и фенол, или соли с очень низкой энергией решетки, такие как тетраалкиламмоний. галогениды. Он легко протонирует электрофилы, неподеленные пары или π-связи. Сольволиз, реакции за ущерб лиганда и окисления хорошо охарактеризованы в растворе хлористого водорода:

Ph3SnCl + HCl ⟶ Ph 2 SnCl 2 + PhH (сольволиз)
Ph3COH + 3 HCl ⟶ Ph. 3C. HCl. 2+ H 3 OCl (сольволиз)
Me. 4N. HCl. 2+ BCl 3 ⟶ Me. 4N. BCl. 4+ HCl (замена лиганда)
PCl 3 + Cl 2 + HCl ⟶ PCl. 4HCl. 2(окисление)

Другие бинарные хлориды

Гидратированный хлорид никеля (II), NiCl 2(H2O)6.

Почти все элементы в периодической таблице Менделеева образуют бинарные хлориды. Исключения явно составляют меньш и в каждом случае: чрезвычайные инертности и нежелания участвовать в химических реакциях (благородные газы, за исключением ксенон крайне нестабильные XeCl 2 и XeCl 4); крайняя ядерная нестабильность, препятствующая химическим исследованиям до распада и трансмутации (многие из самых тяжелых элементов, кроме висмута ); и имеющий электроотрицательность выше, чем у хлора (кислород и фтор ), так что образующиеся бинарные соединения формально являются не хлоридами, а скорее оксидами или фторидами хлора.

Хлорирование металлы с Cl 2 обычно приводит к более высокой степени окисления, чем бромирование с помощью Br 2, когда доступны несколько степеней окисления, например, в MoCl 5 и MoBr 3. Хлориды могут быть получены реакцией элемента или его оксида, гидроксида или карбоната соляной кислотой, а затем дегидратированы при умеренно высокой температуре в сочетании с газом низкого давления или безводным хлористым водородом. Эти методы работают лучше всего, когда хлоридный продукт устойчиво к гидролизу; в случае возможности включают высокотемпературное окислительное хлорирование элемента хлором или хлористым водородом, высокотемпературное хлорирование оксида металла или другого галогенида хлором, летучий хлорид металла, четыреххлористый углерод или органический хлористый. Например, диоксид циркония реагирует с хлором в стандартных условиях с образованием тетрахлорида циркония, а триоксид урана реагирует с гексахлорпропеном при нагревании в кипячение с обратным действием с получением тетрахлорида урана. Второй пример также включает снижение степени окисления, которое также может быть достигнуто путем восстановления более высокого хлорида с использованием водорода или металла в восстанавливающего агента. Этого также можно достичь термическим разложением или диспропорционированием следующим образом:

EuCl 3 + 1/2 H 2 ⟶ EuCl 2 + HCl
ReCl 5 при «т. Кип. » ⟶ ReCl 3 + Cl 2
AuCl 3 160 ° C⟶ AuCl + Cl 2

Большая часть хлориды предпереходных металлов (группы 1, 2 и 3, включая с лантаноидами и актинидами в степенях окисления +2 и +3) в основном ионные, а неметаллы имеют тенденцию к образованию ковалентных молекулярных хлоридов, как и металлы в высоких степенях окисления от +3 и выше. Хлорид серебра очень нерастворим в воде, поэтому часто используется в качестве качественного теста на содержание хлора.

Полихлорные соединения

Хотя дихлор является сильным окислителем с высоким уровнем энергии ионизации, в экстремальных условиях он может окисляться с образованием катиона Cl. 2. Он очень нестабилен и проявляет своим электронным полосовым спектром только при создании в разрядной трубке низкого давления. Желтый катион Cl. 3более стабилен и может быть получен следующим образом:

Cl2+ ClF + AsF 5 -78 ° C⟶ Cl. 3AsF. 6

Эта реакция проводится в окисляющий растворитель пентафторид мышьяка. Трихлорид-Cl. 3также охарактеризован; он аналогичен трииодиду.

Фторидам хлора

Три фторида хлора образуют подмножество межгалогенных соединений, все из которых диамагнитны. Известны некоторые катионные и анионные производные, такие как ClF. 2, ClF. 4, ClF. 2и Cl 2 F. Также известны некоторые псевдогалогениды хлора, такие как хлорид цианогена (ClCN, линейный), хлор цианат (ClNCO), хлор тиоцианат (ClSCN, в отличие от своего кислородного аналога), и азид хлора (ClN 3).

Монофторид хлора (ClF) очень термостабилен и продается коммерчески в стальных лекционных флаконах по 500 граммов бесцветный газ, плавящийся при - Его свойства в 155,6 ° C и кипящий при -100,1 ° C.Он может образовываться под действием его элементов при 225 ° C, хотя затем его необходимо отделить и очистить от трифторида хлора и его реагенты. Он также будет действовать как хлорфторирующий агент, добавляя хлор и фтор через кратную связь или путем кратной связи, например, путем, в основном, являются промежуточными окислителями между свойствами хлора и фтора. он будет атаковать монооксид углерода с образованием карбони лхлорфа фторид, COFCl. Он будет аналогичным образом реагировать с гексафторацетоном, (CF 3)2CO, с катализатором фторидом калия с образованием гептафторизопропилгипохлорита (CF 3)2CFOCl; с нитрилами RCN для получения RCF 2 NCl 2 ; и с оксидами серы SO 2 и SO 3 для получения ClOSO 2 F и ClSO 2 F соответственно. Он также будет экзотермически и реагировать на соединения, содержащиеми группы –OH и –NH, такими как вода:

H2O + 2 ClF ⟶ 2 HF + Cl 2O

Трифторид хлора (ClF 3) представляет собой летучую бесцветную молекулярную жидкость, которая плавится при -76,3 ° C и кипит при 11,8 ° C.Она может быть образована прямым фторированием газообразного хлора или монофторида хлора при температуре 200–300 ° C. Это одно из самых реактивных химических химических соединений, реагирующее со многими веществами, которые в обычных условиях можно было бы считать химически инертными, такими как асбест, бетон и п. есок. Он взрывается при контакте с водой и большинством веществ. Состав поджигаемых им элементов разнообразен, включая водород, калий, фосфор, мышьяк, сурьму, сера, селен, теллур, бром, йод и порошкообразный молибден, вольфрам, родий, иридий и железо. Непроницаемый фторидный слой образован натрием, магнием, алюминием, цинком, оловом и серебро, которое может быть удалено нагреванием. При нагревании разрушаются даже такие благородные металлы, как палладий, платина и золото, и даже благородные газы ксенон и радон не избегают фторирования. Никелевые контейнеры обычно используются из-за высокой устойчивости этого металла к воздействию трифторида хлора, возникающего из-за образования слоя инертного фторида никеля. Его реакция с гидразином с образованием фтористого водорода, азота и хлора использовалась в экспериментальных ракетных двигателях, но имеет проблемы, в основном связанные с его крайней гиперголичностью, что приводит к воспламенению без какой-либо измеримой задержки. Сегодня он в основном используется при переработке ядерного топлива, для окисления урана до гексафторида урана для его обогащения и для отделения его от плутония. Он может действовать как донор или акцептор фторид-иона (основание Льюиса или кислота), хотя он не диссоциирует в значительной степени на ионы ClF. 2и ClF. 4.

Пентафторид хлора (ClF 5) производится в больших масштабах прямым фторированием хлора избыточным газом фтором при 350 ° C и 250 атм, а в небольших масштабах - путем реакции хлоридов металлов с газообразным фтором при 100–300 ° C.. Он плавится при −103 ° C и кипит при −13,1 ° C. Это очень сильный фторирующий агент, хотя он все же не так эффективен, как трифторид хлора. Охарактеризовано лишь несколько конкретных стехиометрических реакций. Пентафторид мышьяка и пентафторид сурьмы образуют ионные аддукты в форме [ClF 4 ] [MF 6 ] (M = As, Sb) и вода активно реагирует следующим образом:

2 H 2 O + ClF 5 ⟶ 4 HF + FClO 2

Продукт, фторид хлорки, представляет собой один из пяти известных фторидов оксида хлора. Они варьируются от термически нестабильного FClO до химически инертного перхлорилфторида (FClO 3), остальные три - это FClO 2, F 3 <316.>ClO и F 3 ClO 2. Все пять ведут себя аналогично фторидам хлора, как структурно, так и химически, и могут действовать как кислоты или основания Льюиса, приобретая или теряя фторид-ионы соответственно, или как очень сильные окисляющие и фторирующие агенты. газообразный диоксид хлора (ClO 2) над желтым раствором диоксида хлора. Растворы чистого диоксида хлора темно-зеленые: этот раствор имеет желтый цвет из-за примесей, образующихся в результате его фоторазложения. Структура гептоксида дихлора, Cl 2O7, наиболее стабильного из оксидов хлора

оксиды хлора хорошо изучены, несмотря на их нестабильность (все они являются эндотермическими соединениями). Они важны, потому что они образуются, когда хлорфторуглероды подвергаются фотолизу в верхних слоях атмосферы и вызывают разрушение озонового слоя. Ни один из них не может быть получен в результате прямого взаимодействия элементов.

Окись дихлора (Cl 2 O) представляет собой коричневато-желтый газ (красно-коричневый в твердом или жидком состоянии), который может быть получен реакцией газообразного хлора с желтым оксидом ртути (II). Он хорошо растворим в воде, в которой он находится в равновесии с хлорноватистой кислотой (HOCl), ангидридом которой он является. Таким образом, это эффективный отбеливатель, который в основном используется для получения гипохлоритов. Он взрывается при нагревании, искре или в присутствии газообразного аммиака.

Диоксид хлора (ClO 2) был первым оксидом хлора, обнаруженным в 1811 году Хамфри Дэви. Это желтый парамагнитный газ (темно-красный, как твердое тело или жидкость), как и следовало ожидать из-за нечетного числа электронов: он устойчив к димеризации из-за делокализации неспаренного электрона. Он взрывается при температуре выше -40 ° C как жидкость и под давлением как газ, поэтому его необходимо производить при низких концентрациях для отбеливания древесной массы и очистки воды. Обычно его получают восстановлением хлората следующим образом:

ClO. 3+ Cl + 2 H ⟶ ClO 2 + 1/2 Cl 2 + H 2O

Его производство, таким образом, тесно связано с окислительно-восстановительными реакциями оксокислот хлора. Это сильный окислитель, реагирующий с серой, фосфором, галогенидами фосфора и борогидридом калия. Он экзотермически растворяется в воде с образованием темно-зеленых растворов, которые очень медленно разлагаются в темноте. Кристаллические клатратные гидраты ClO 2 · nH 2 O (n ≈ 6–10) выделяются при низких температурах. Однако при наличии света эти растворы быстро фоторазлагаются образовать смесь хлорноватой и соляной кислот. Фотолиз молекулы ClO 2 приводит к образованию радикалов ClO и ClOO, тогда как при комнатной температуре, в основном хлор, кислород и некоторое количество ClO 3 и Cl 2O6. Cl 2O3также образует при фотолизе твердого вещества при -78 ° C: это темно-коричневое твердое вещество, которое взрывается при температуре ниже 0 ° C. Радикал ClO приводит к истощению атмосферного озона и, следовательно, имеет следующее экологическое значение:

Cl • + O 3 ⟶ ClO • + O 2
ClO • + O • ⟶ Cl • + O 2

Перхлорат хлора (ClOClO 3) представляет собой бледно-желтую жидкость, которая менее стабильна, чем ClO 2, и разлагается при комнатной температуре с образованием хлора, кислорода и гексоксид дихлора (Cl 2O6). Перхлорат хлора также может рассматривать как производное хлора хлорной кислоты (HOClO 3), аналогично термически нестабильным производным хлора других оксокислот: примеры включают нитрат хлора (ClONO 2, высокоактивный и взрывоопасный) и фторсульфат хлора (ClOSO 2 F, более стабильный, но все же чувствительный к влаге и высокореактивный). Гексоксид дихлора представляет собой темно-красную жидкость, которая при замерзании образует твердое вещество, которое становится желтым при -180 ° C: обычно его получают в результате реакции диоксида хлора с кислородом. Несмотря на рационализировать его как димер ClO 3, он реагирует скорее так, как если бы это был перхлорат хлорила, [ClO 2 ] [ClO 4 ], который подтверждена правильная структура твердого тела. Он гидролизуется в воде с помощью смесей хлорной и хлорной кислот: аналогичная реакция с безводным фтористым водородом не продолжается до завершения.

Гептоксид дихлора (Cl 2O7) представляет собой ангидрид хлорной кислоты (HClO 4) и может быть легко получен из него путем дегидратации с фосфорной кислотой при -10 ° C и первая перегонка продукта при - 35 ° C и 1 мм рт. Это бесцветная маслянистая жидкость, чувствительная к ударам. Он наименования активен из оксидов хлора, поскольку единственный не поджигает органические материалы при комнатной температуре. Его можно растворять в воде для регенерации хлорной кислоты или в водных щелочах для регенерации перхлоратов. Однако он термически разлагается со взрывом, разрывая одну из центральных связей Cl - O, образуя радикалы ClO 3 и ClO 4, которые немедленно разлагаются на элементы через промежуточные оксиды.

Оксокислоты и оксианионы хлора

Стандартные потенциалы восстановления для водных соединений Cl
E ° (пара)a (H) = 1. (кислота)E ° (пара)a (OH) = 1. (основание)
Cl2/Cl+1,358Cl2/Cl+ 1,358
HOCl / Cl+1,484ClO / Cl+0,890
ClO. 3/Cl+1,459
HOCl / Cl 2+1,630ClO / Cl 2+0,421
HClO 2 / Cl 2+1,659
ClO. 3/ Cl 2+1,468
ClO. 4/ Cl 2+1,277
HClO 2 / HOCl+1,701ClO. 2/ ClO+0,681
ClO. 3/ClO+0,488
ClO. 3/HClO2+1,181ClO. 3/ ClO. 2+0,295
ClO. 4/ClO. 3+1,201ClO. 4/ ClO. 3+0,374

Хлор образует четыре оксокислоты: хлорноватистая кислота (HOCl), хлорноватая кислота (HOClO), хлорная кислота (HOClO 2) и хлорная кислота (HOClO 3). Как видно из окислительно-восстановительных потенциалов, приведенных в соседней таблице, хлор гораздо более устойчив к диспропорционированию в кислых растворах, чем в щелочных растворах:

Cl2+ H 2O⇌ HOCl + H + ClKac= 4,2 × 10 моль л
Cl2+ 2 OH⇌ OCl + H 2 O + ClKalk = 7,5 × 10 моль л

Ионы гипохлорита также дополнительно диспропорционируют с образованием хлорида и хлората (3 ClO ⇌ 2 Cl + ClO. 3), но эта реакция протекает довольно медленно при температурах ниже 70 ° C, несмотря на очень благоприятную константу равновесия, равную 10. Ионы хлората могут сами диспропорционировать с образованием хлорида и перхлората (4 ClO. 3⇌ Cl + 3 ClO. 4), но это все еще очень медленно даже при 100 ° C, несмотря на очень благоприятную константу равновесия 10. Скорость реакции оксианионов хлора увеличивается по мере того, как степень окисления хлор уменьшается. Сила оксикислот хлора увеличивается очень быстро по мере увеличения степени окисления хлора из-за увеличения делокализации заряда по все большему и большему количеству атомов кислорода в их сопряженных основаниях.

Большая часть оксикислот хлора может быть произведена путем использования эти реакции диспропорционирования. Хлорноватистая кислота (HOCl) очень реактивна и довольно нестабильна; его соли в основном используются из-за их отбеливающих и стерилизующих свойств. Они являются очень сильными окислителями, передающими атом кислорода большинству неорганических веществ. Хлористая кислота (HOClO) еще более нестабильна и не может быть выделена или сконцентрирована без разложения: это известно по разложению водного диоксида хлора. Однако хлорит натрия является стабильной солью и используется для отбеливания и очистки текстильных изделий в качестве окислителя и в качестве источника диоксида хлора. Хлорная кислота (HOClO 2) - сильная кислота, которая довольно устойчива в холодной воде до концентрации 30%, но при нагревании дает хлор и диоксид хлора. Выпаривание при пониженном давлении позволяет его дополнительно сконцентрировать примерно до 40%, но затем он разлагается на хлорную кислоту, хлор, кислород, воду и диоксид хлора. Его наиболее важная соль - хлорат натрия, который в основном используется для производства диоксида хлора для отбеливания бумажной массы. Разложение хлората до хлорида и кислорода - обычный способ получения кислорода в небольших лабораториях. Хлорид и хлорат могут смешиваться с образованием хлора следующим образом:

ClO. 3+ 5 Cl + 6 H ⟶ 3 Cl 2 + 3 H 2O

Перхлораты и хлорная кислота (HOClO 3) являются наиболее стабильными оксосоединениями хлора, учитывая тот факт, что соединения хлора наиболее стабильны, когда атом хлора находится в самой низкой (-1) или самой высокой (+7) возможных степенях окисления. Хлорная кислота и водные перхлораты являются сильными, а иногда и сильными окислителями при нагревании, в отличие от их в основном неактивной природы при комнатной температуре из-за высокой энергии активации этих реакций по кинетическим причинам. Перхлораты получают путем электролитического окисления хлората натрия, а хлорную кислоту получают путем реакции безводного перхлората натрия или перхлората бария с концентрированной соляной кислотой, отфильтровывая осажденный хлорид и отгоняя фильтрат для концентрирования. Это. Безводная хлорная кислота представляет собой бесцветную подвижную жидкость, чувствительную к ударам, которая взрывается при контакте с большинством органических соединений, поджигает йодистый водород и тионилхлорид и даже окисляет серебро и золото. Хотя это слабый лиганд, более слабый, чем вода, известно несколько соединений, содержащих координированный ClO. 4.

Хлорорганические соединения

Предлагаемый механизм хлорирования карбоновой кислоты пентахлоридом фосфора с образованием ацилхлорид

Как и другие связи углерод-галоген, связь C-Cl является общей функциональной группой, которая составляет часть основной органической химии. Формально соединения с этой функциональной группой можно рассматривать как органические производные хлорид-аниона. Из-за разницы электроотрицательности между хлором (3,16) и углеродом (2,55) углерод в связи C – Cl является электронодефицитным и, следовательно, электрофильным. Хлорирование изменяет физические свойства углеводородов несколькими способами: хлоруглероды обычно плотнее, чем вода из-за более высокого атомного веса хлора по сравнению с водородом, а алифатические хлорорганические соединения являются алкилирующие агенты, поскольку хлорид представляет собой уходящую группу.

Алканы и арил алканы могут быть хлорированы в свободнорадикальных условиях с УФ легкий. Однако степень хлорирования трудно контролировать: реакция не является региоселективной и часто приводит к смеси различных изомеров с разной степенью хлорирования, хотя это может быть допустимо, если продукты легко разделяются. Арилхлориды могут быть получены галогенированием Фриделя-Крафтса с использованием хлора и катализатора кислоты Льюиса. В реакции галоформы с использованием хлора и гидроксида натрия также могут образовываться алкилгалогениды из метилкетонов и родственных соединений. Хлор также присоединяется к кратным связям алкенов и алкинов, давая ди- или тетрахлорсоединения. Однако из-за высокой стоимости и реакционной способности хлора хлорорганические соединения чаще получают с использованием хлористого водорода или хлорирующих агентов, таких как пентахлорид фосфора (PCl 5) или тионилхлорид (SOCl 2). Последний очень удобен в лабораторных условиях, поскольку все побочные продукты являются газообразными и их не нужно отгонять.

Многие хлорорганические соединения были выделены из природных источников, от бактерий до людей. Хлорированные органические соединения обнаружены почти в каждом классе биомолекул, включая алкалоиды, терпены, аминокислоты, флавоноиды, стероиды и жирные кислоты. Хлоридорганические соединения, в том числе диоксины, образуются в условиях высоких температур при лесных пожарах, а диоксины были обнаружены в сохранившемся пепле от пожаров, возникших при молнии, которые предшествовали синтетическим диоксинам. Кроме того, из морских водорослей были выделены различные простые хлорированные углеводороды, включая дихлорметан, хлороформ и четыреххлористый углерод. Большая часть хлорметана в окружающей среде образуется естественным путем в результате биологического разложения, лесных пожаров и вулканов.

Некоторые типы хлорорганических соединений, хотя и не все, обладают значительной токсичностью для растений или животных. включая людей. Диоксины, образующиеся при сжигании органических веществ в присутствии хлора, и некоторые инсектициды, такие как ДДТ, являются стойкими органическими загрязнителями, которые представляют опасность при попадании в окружающую среду. Например, ДДТ, который широко использовался для борьбы с насекомыми в середине 20 века, также накапливается в пищевых цепях и вызывает репродуктивные проблемы (например, истончение яичной скорлупы) у некоторых видов птиц. Из-за быстрого гомолитического расщепления связи C – Cl с образованием радикалов хлора в верхних слоях атмосферы, хлорфторуглероды были прекращены из-за вреда, который они наносят озоновому слою.

Возникновение и производство
Анализ жидкого хлора

Хлор слишком реакционноспособен, чтобы встречаться в природе в качестве свободного элемента, но его очень много в форме его хлоридных солей. Это двадцать первый элемент по распространенности в земной коре, который составляет 126 частей на миллион из-за больших залежей хлоридных минералов, особенно хлорида натрия, которые испарились. из водоемов. Все они бледнеют по сравнению с запасами хлорид-ионов в морской воде: меньшие количества при более высоких концентрациях встречаются в некоторых внутренних морях и подземных солевых скважинах, таких как Большое Соленое озеро в Юте. и Мертвое море в Израиле.

Небольшие партии газообразного хлора готовятся в лаборатории путем объединения соляной кислоты и диоксида марганца, но потребность возникает редко из-за его доступность. В промышленности элементарный хлор обычно получают путем электролиза хлорида натрия, растворенного в воде. Этот метод хлорно-щелочной процесс, промышленно внедренный в 1892 году, в настоящее время обеспечивает большую часть промышленного газообразного хлора. Наряду с хлором этот способ дает газообразный водород и гидроксид натрия, который является наиболее ценным продуктом. Процесс протекает в соответствии со следующим химическим уравнением :

2 NaCl + 2 H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2 NaOH

Электролиз хлоридных растворов протекает в соответствии со следующими уравнениями:

Катод: 2 H 2 O + 2 e → H 2 + 2 OH
Анод: 2 Cl → Cl 2 + 2 e

При электролизе мембранной ячейки асбест (или полимерно-волокнистая) диафрагма разделяет катод и анод, предотвращая повторное смешивание хлора, образующегося на аноде, с гидроксидом натрия и водородом, образующимся на катоде. Солевой раствор (рассол) непрерывно подается в анодное отделение и протекает через диафрагму в катодное отделение, где образуется каустическая щелочь, а рассол частично истощается. Мембранные методы производят разбавленную и слегка загрязненную щелочь, но они не обременены проблемой утилизации ртути и более энергоэффективны.

Электролиз мембранных элементов использует проницаемую мембрану как ионообменник. Насыщенный раствор хлорида натрия (или калия) пропускают через анодное отделение, оставляя более низкую концентрацию . Этот метод также производит очень чистый гидроксид натрия (или калия), но имеет недостаток, заключающийся в том, что требуется очень чистый рассол при высоких концентрациях.

Процесс с мембранной ячейкой для производства хлористо-щелочного металла

В процессе Дикона хлористый водород регенерируется при производстве хлорорганических соединений в виде хлора. Процесс основан на окислении с использованием кислорода:

4 HCl + O 2 → 2 Cl 2 + 2 H 2O

Для реакции требуется катализатор. Как представил Дикон, ранние катализаторы были на основе меди. Коммерческие процессы, такие как Mitsui MT-Chlorine Process, были переведены на катализаторы на основе хрома и рутения. Производимый хлор доступен в баллонах размером от 450 г до 70 кг, а также в бочках (865 кг), вагонах-цистернах (15 тонн по дорогам; 27–90 тонн по железной дороге) и баржах (600–1200 тонн)..

Области применения

Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением хлора и основным источником хлора для удовлетворения огромных потребностей, связанных с современной химической промышленностью. В коммерческой торговле продается около 15000 хлорсодержащих соединений, включая такие разнообразные соединения, как хлорированный метан, этаны, винилхлорид, поливинилхлорид ( ПВХ), трихлорид алюминия для катализа, хлориды магния, титана, циркония и гафний, который является прекурсором для производства этих элементов в чистой форме.

В количественном отношении всего произведенного элементарного хлора около 63% используется в производстве органических соединений, а 18% - в производстве неорганических соединений хлора. Коммерчески используется около 15 000 соединений хлора. Остальные 19% производимого хлора используются для отбеливания и дезинфекции. Наиболее значимыми из органических соединений с точки зрения объема производства являются 1,2-дихлорэтан и винилхлорид, промежуточные продукты при производстве ПВХ. Другими особо важными хлорорганическими соединениями являются метилхлорид, метиленхлорид, хлороформ, винилиденхлорид, трихлорэтилен, перхлорэтилен, аллилхлорид, эпихлоргидрин, хлорбензол, дихлорбензолы и трихлорбензолы. Основные неорганические соединения включают HCl, Cl 2 O, HOCl, NaClO 3, хлорированные изоцианураты, AlCl 3, SiCl 4, SnCl 4, PCl 3, PCl 5, POCl 3, AsCl 3, SbCl 3, SbCl 5, BiCl 3, S2Cl2, SCl 2, SOCI 2, ClF 3, ICl, ICl 3, TiCl 3, TiCl 4, MoCl 5, FeCl 3, ZnCl 2 и т. Д.

Санитария, дезинфекция и антисептика

Борьба с гниением

Antoine-Germain Labarraque

Во Франции (как и везде) кишки животных обрабатывались для изготовления струн для музыкальных инструментов, кожи Голдбитера и других продуктов. Это было сделано на «фабриках кишок» (бояре), и это был зловонный и нездоровый процесс. Примерно в 1820 году Société d'encouragement pour l'industrie nationale предложил приз за открытие метода, химического или механического, для отделения перитонеальной мембраны кишечника животных без гниение. Приз выиграл Антуан-Жермен Лабаррак, 44-летний французский химик и фармацевт, обнаруживший, что хлорированные отбеливающие растворы Бертолле («Eau de Javel ») не только уничтожают запах разложения животных тканей, но также фактически замедляет разложение.

Исследования Лабаррака привели к использованию хлоридов и гипохлоритов извести (гипохлорит кальция ) и натрия (гипохлорит натрия ) в бояре. Было обнаружено, что те же химические вещества полезны для повседневной дезинфекции и дезодорации туалетов, канализации, рынков, скотобоен, анатомические театры и морги. Они успешно работали в больницах, лазаретах, тюрьмах, лазаретах (как на суше, так и на море), магнатах, конюшни, сараи и т.д.; и они были полезны во время эксгумации, бальзамирования, вспышек эпидемических заболеваний, лихорадки и черной ножки крупного рогатого скота.

Дезинфекция

Растворы хлорированной извести и соды Labarraque пропагандируются с 1828 года для предотвращения инфекции (так называемой «контагиозной инфекции», которая предположительно передается через «миазмы ») и для лечения гниения имеющиеся раны, в том числе гнойные раны. В своей работе 1828 года Лабаррак рекомендовал врачам дышать хлором, мыть руки с хлорированной известью и даже посыпать хлорированной известью кровати пациентов в случае «заразной инфекции». В 1828 году распространение инфекций было хорошо известно, хотя действие микроба было обнаружено только спустя полвека.

Во время вспышки холеры в Париже 1832 г. для дезинфекции столицы использовались большие количества так называемой хлористой извести. Это был не просто современный хлорид кальция, а газообразный хлор, растворенный в известковой воде (разбавленный гидроксид кальция ) с образованием гипохлорита кальция (хлорированная известь). Открытие Лабаррака помогло избавиться от ужасного запаха гниения из больниц и кабинетов анатомирования и тем самым эффективно дезодорировало Латинский квартал Парижа. Многие считали, что эти «гнилостные миазмы» вызывают распространение «инфекции» и «инфекции» - оба слова использовались до появления микробной теории инфекции. Хлорид извести использовался для уничтожения запахов и «гнилостного вещества». Один источник утверждает, что д-р Джон Сноу использовал хлорид извести для дезинфекции воды из зараженного холерой колодца, который питал насос на Брод-стрит в Лондоне в 1854 году, хотя три других авторитетных источника, описывающих эту знаменитую эпидемию холеры, не упоминают об этом инциденте. Одна ссылка проясняет, что хлорид извести использовался для дезинфекции отбросов и грязи на улицах, окружающих насос на Брод-стрит - обычная практика в Англии середины девятнадцатого века

Semmelweis and эксперименты с антисептиками

Игнац Земмельвейс

Возможно, самое известное применение растворов хлора Лабаррака и химического основания было в 1847 году, когда Игнац Земмельвейс использовал хлорную воду (хлор, растворенный в чистая вода, которая была дешевле, чем растворы хлорированной извести) для дезинфекции рук австрийских врачей, которые, как заметил Земмельвейс, по-прежнему приносили запах разложения из кабинетов анатомирования в кабинеты для осмотра пациентов. Задолго до появления микробной теории болезни Земмельвейс предположил, что «трупные частицы» передают гниение от свежих медицинских трупов к живым пациентам, и он использовал хорошо известные «растворы Лабаррака» как единственный известный метод удаления запаха гниения и тканей. разложение (он обнаружил, что мыло нет). Растворы оказались гораздо более эффективными антисептиками, чем мыло (Земмельвейс также знал об их большей эффективности, но не о причине), и это привело к знаменитому успеху Земмельвейса в предотвращении передачи лихорадки во время родов («послеродовой» лихорадка ") в родильных отделениях Венской больницы общего профиля в Австрии в 1847 году.

Намного позже, во время Первой мировой войны в 1916 году, стандартизированная и разбавленная модификация Раствор Лабаррака, содержащий гипохлорит (0,5%) и борную кислоту в качестве кислотного стабилизатора, был разработан Генри Дрисдейлом Дакином (который полностью отдавал должное предыдущей работе Лабаррака в этой области). Названный раствор Дакина, метод орошения ран хлорированными растворами позволил антисептическую обработку широкого спектра открытых ран задолго до современной эры антибиотиков. Модифицированная версия этого раствора продолжает использоваться для орошения ран и в наше время, где он остается эффективным против бактерий, устойчивых к нескольким антибиотикам (см. Century Pharmaceuticals ).

Общественная санитария

Жидкий хлор для бассейнов

Первая система непрерывного хлорирования питьевой воды в США была установлена ​​в Джерси-Сити, Нью-Джерси в 1908 году. К 1918 году Министерство финансов США потребовало дезинфицировать всю питьевую воду с помощью Хлор. В настоящее время хлор является важным химическим веществом для очистки воды (например, на водоочистных сооружениях), в дезинфицирующих средствах и отбеливателе. теперь обычно хлорируется.

Хлор обычно используется (в форме хлорноватистой кислоты ) для уничтожения бактерий и других микробов в питьевой воде и общественные бассейны. В большинстве частных плавательных бассейнов сам хлор не используется, а поэтому гипохлорит дия, образованный из хлора и гидроксида натрия, или твердые таблетки хлорированных изоциануратов. Недостатком использования хлора в плавательных бассейнах является то, что хлор вступает в реакцию с белками человеческих волос и кожи. Отличительный «запах хлора», связанный с плавательными бассейнами, является результатом не самого хлора, а хлорамина, химического соединения, образующегося в результате реакции свободного растворенногохлора с аминами в органических веществах. В качестве дезинфицирующего средства в воде хлор более чем в три раза эффективнее против Escherichia coli, чем бром, и более чем в шесть раз эффективнее, чем йод. Все чаще сам монохлорамин непосредственно добавляется в питьевую воду в целях дезинфекции, процесса, известного как хлорирование.

. Хранить и использовать ядовитый газообразный хлор для очистки воды часто непрактично, поэтому альтернатива используются методы добавления хлора. К ним относятся растворы гипохлорита, которые постепенно выделяют хлор в воду, и такие соединения, как дихлор-s-триазинетрион натрия (дигидрат или безводный), иногда называемый «дихлор», и трихлор-втор-триазинетрион, иногда называемый «трихлор». Эти соединения стабильны в твердом состоянии и могут использоваться в виде порошка, гранул или таблеток. При добавлении в небольших количествах в воду бассейна или в промышленные водные системы атомы хлора гидролизуются из остальной части молекулы, образуя хлорноватистую кислоту (HOCl), которая действует как общий биоцид, убивая микробы, микроорганизмы, водоросли. и т. д.

Использование в качестве оружия

Первая мировая война

Газообразный хлор, также известный как бертолит, был впервые использован в качестве оружия в Первой мировой войне Германией 22 апреля 1915 г. во Второй битве при Ипре. По словам солдат, он имел характерный запах смеси перца и ананаса. Он также имел металлический привкус и ужалил заднюю часть горла и грудь. Хлор реагирует с водой в слизистой оболочке легких с образованием соляной кислоты, разрушающей для живых тканей и потенциально смертельной. Дыхательные системы человека можно защитить от газообразного хлора с помощью противогазов с активированным углем или других фильтров, которые делают газообразный хлор менее смертоносным, чем другое химическое оружие. Он был изобретен немецким ученым, впоследствии лауреатом Нобелевской премии, Фрицем Хабером из Института кайзера Вильгельма в Берлине, в сотрудничестве с немецким химическим конгломератом IG Farben, который разработал методы выпуска газообразного хлора против укрепившегося врага. После его первого применения обе стороны конфликта использовали хлор в качестве химического оружия, но вскоре его заменили более смертоносные фосген и горчичный газ.

Ирак

Хлор Газ также использовался во время войны в Ираке в провинции Анбар в 2007 году, когда повстанцы упаковывали бомбы для грузовиков с минометами снарядами и баки с хлором. В результате взрывов погибло два человека и более 350 человек заболели. Большинство смертей было вызвано силой взрывов, а не воздействием хлора, поскольку ядовитый газ легко рассеивается и растворяется в атмосфере в результате взрыва. Во время некоторых взрывов более сотни мирных жителей были госпитализированы из-за затрудненного дыхания. Власти Ирака ужесточили меры безопасности в отношении элементарного хлора, который необходим для обеспечения населения безопасной питьевой водой.

24 октября 2014 года было сообщено, что Исламское Государство Ирака и Леванта использовал газообразный хлор в городе Дулуйя, Ирак. Лабораторный анализ образцов одежды и почвы подтвердил использование газообразного хлора против курдских пешмерга во время атаки самодельного взрывного устройства на автомобиле 23 января 2015 года на перекрестке Киске на шоссе 47 недалеко от Мосула.

Сирия

Сирийское правительство якобы использовало хлор в качестве химического оружия, доставляемого бочковыми бомбами и ракетами.

Биологическая роль

Анион хлорида является важным питательным веществом для метаболизма. Хлор необходим для производства соляной кислоты в желудке и для работы клеточного насоса. Основной диетический источник - поваренная соль или хлорид натрия. Слишком низкие или высокие концентрации хлоридов в крови являются примерами электролитных нарушений. Гипохлоремия (слишком мало хлорида) редко возникает при отсутствии других отклонений. Иногда это связано с гиповентиляцией. Это может быть связано с хроническим респираторным ацидозом. Гиперхлоремия (слишком много хлорида) обычно не вызывает симптомов. Когда симптомы действительно возникают, они имеют тенденцию напоминать гипернатриемию (слишком много натрия ). Снижение содержания хлоридов в крови приводит к церебральному обезвоживанию; симптомы чаще всего вызваны быстрой регидратацией, которая приводит к отеку мозга. Гиперхлоремия может влиять на транспорт кислорода.

Опасности
Хлор
Опасности
Пиктограммы GHS GHS03: Oxidizing GHS06: Toxic GHS09: Environmental hazard
Сигнальное слово GHS Опасно
Краткие сведения об опасностях GHS H270, H315, H319, H331, H335, H400
Меры предосторожности GHS P220, P244, P261, P304, P340, P312, P403, P233, P410, P403
NFPA 704 (огненный алмаз)NFPA 704 four-colored diamond0 3 0 OX

Хлор - это токсичный газ, который поражает дыхательную систему, глаза и кожа. Поскольку он более плотный, чем воздух, он имеет тенденцию скапливаться на дне плохо вентилируемых помещений. Газообразный хлор является сильным окислителем, который может вступать в реакцию с горючими материалами.

Хлор обнаруживается измерительными приборами в концентрациях до 0,2 частей на миллион (ppm) и по запаху при 3 ppm. Кашель и рвота могут возникать при 30 промилле и повреждении легких при 60 промилле. Около 1000 ppm может быть смертельным после нескольких глубоких вдохов газа. Концентрация IDLH (непосредственно опасная для жизни и здоровья) составляет 10 ppm. Вдыхание более низких концентраций может вызвать раздражение дыхательной системы, а воздействие газа может вызвать раздражение глаз. Токсичность хлора обусловлена ​​его окислительной способностью. Когда хлор вдыхается в концентрациях более 30 ppm, он вступает в реакцию с водой и клеточной жидкостью с образованием соляной кислоты (HCl) и хлорноватистой кислоты (HClO).

При использовании в определенных количествах для дезинфекции воды реакция хлора с водой не представляет серьезной проблемы для здоровья человека. Другие материалы, присутствующие в воде, могут образовывать побочные продукты дезинфекции, которые связаны с негативным воздействием на здоровье человека.

В США Управление по охране труда (OSHA) установило допустимый предел воздействия для элементарного хлора на уровне 1 ppm или 3 мг / м3. Национальный институт безопасности и гигиены труда установил рекомендуемый предел воздействия 0,5 частей на миллион в течение 15 минут.

В домашних условиях из-за попадания растворов гипохлоритного отбеливателя происходят несчастные случаи. в контакте с некоторыми кислотными очистителями канализации с образованием газообразного хлора. Гипохлоритный отбеливатель (популярная добавка для стирки ) в сочетании с аммиаком (еще одна популярная добавка для стирки) дает хлорамины, еще одну токсичную группу химикатов.

Вызванное хлором растрескивание конструкционных материалов

"Атака" хлора на водопроводный стык из ацеталевой смолы в результате разрыва ацеталевого стыка в системе водоснабжения, которое началось с дефекта литья под давлением в стыке и медленно увеличивалось пока деталь не вышла из строя; на поверхности трещины видны соли железа и кальция, которые откладывались в протекающем стыке из системы водоснабжения до отказа и являются косвенным результатом воздействия хлора.

Хлор широко используется для очистки воды, особенно для питьевой воды и воды, используемой в плавании бассейны. Несколько катастрофических обрушений потолков плавательных бассейнов произошло в результате вызванного хлором коррозионного растрескивания стержней подвески нержавеющей стали. Некоторые полимеры также чувствительны к атаке, включая ацетальную смолу и полибутен. Оба материала использовались в бытовом водопроводе с горячей и холодной водой, и коррозионное растрескивание вызвало массовые отказы в США в 1980-х и 1990-х годах.

Хлорно-железный пожар

Элемент железо может соединяться с хлором при высоких температурах в сильной экзотермической реакции, создавая хлор-железный пожар. Хлорно-железные пожары представляют опасность на химических предприятиях, где большая часть трубопроводов, по которым проходит хлор, сделана из стали.

См. Также
References
Notes
Bibliography
External links
Wikimedia Commons has media related to Chlorine.
Последняя правка сделана 2021-05-14 13:19:25
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте