«Хлор»

тяжелый газ желто-зеленого цвета, удушливого запаха, используется как дезинфицирующее средство. В свободном виде в природе не встречается, широко распространен в соединении с др. веществами (напр. обыкновенная поваренная соль). Большое количество хлористых солей в почве вредно для раст. X. содержится во многих удобрениях (сильвинит, калийные соли и др.). Неумелое применение удобрений, содержащих хлор, часто вредно сказывается на урожае, понижая качество его (напр. уменьшается процент крахмала в картофеле, понижается горючесть табака), особенно если удобрение внесено не с осени, а незадолго до посева; неумелое применение удобрений может понизить и самый урожай.

ХЛОР (символ С1), широко распространенный неметаллический элемент, один из ГАЛОГЕНОВ (элементы седьмой группы периодической таблицы), впервые открытый в 1774 г. Он входит в состав поваренной соли (NaCl). Хлор представляет собой зеленовато-желтый ядовитый газ, который добывают путем электролиза из рассола (соленой воды). Его широко применяют для хлорирования, - метода дезинфекции воды в водопроводах и плавательных бассейнах. Хлор применяют также для отбеливания бумажной массы, в производстве пластмасс, хлороформа, пестицидов и других соединений. Он легко вступает в реакции и образует соли почти со всеми металлами. Свойства: атомный номер 17, атомная масса 35,453; температура плавления -101,1 °С, температура кипения -34,6 °С. Наиболее распространенный изотоп ³⁵Сl (75,53%).

Хлор — это элемент ряда галогенов. Его используюг как отбеливатель и дезинфицирующее средство. Хлор производят в промышленных масштабах путем электролиза рассола; этот процесс описывается уравнением 2NaCI + 2H20 = CI2 + 2NaOH + H2. На рисунке показана перегородчатая камера, используемая в одном из методов получения хлора. 1 — подача рассола (соляною раствора) 2 — хлор, образующийся на графитных анодах, в виде пузырьков поднимается вверх по резервуару 3—графитный анод 4—трубопровод, подсоединенный к камере, служит для сбора выделяющегося хлора; трубы снабжены резиновым покрытием для предупреждения коррозии 5 — газообразный водород и гидроксид натрия, образовавшиеся внутри экранированных железом катодных карманов 6—отверстие для вывода гидроксида натрия, образовавшегося внутри камеры 7 — отвод газообразного водорода из камеры 8 — бетонный корпус камеры с перегородками (камера Хукора)

(Chlorum, Cl; от греч. chlōros зеленовато-желтый, бледно-зеленый)

химический элемент подгруппы галогенов VII группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; газ желто зеленого цвета с резким запахом: токсичен; используется, например, для обеззараживания воды.

Cl (chlorum),

химический элемент VII группы периодической системы элементов, член семейства галогенов (F, Cl, Br, I, At). Газообразный хлор выделил К.Шееле в 1774 по реакции соляной (хлороводородной) кислоты с пиролюзитом (MnO2), но не установил, что этот газ - именно элемент хлор. В 1785 К.Бертолле считал хлор кислородным соединением муриевого радикала, т.е., в современных терминах, оксосоляной кислотой. В 1808 Ж.Гей-Люссак, проведя синтез хлороводородной кислоты из 1 объема хлора и 1 объема водорода, сделал вывод, что хлор не содержит кислорода, и тем самым открыл поле для исследований Х.Дэви, который установил элементную природу хлора.

Распространенность в природе. В свободном виде хлор в природе не встречается, но существует множество природных хлорсодержащих соединений. Основным источником хлора является морская вода, содержащая хлорид натрия. Наиболее важные минералы хлора - это галит (или каменная соль) NaCl и хлораргирит AgCl.

Применение. Под давлением хлор превращается в жидкость, которую широко используют как отбеливатель, в частности в текстильной и бумажной промышленности, начиная с 1795. Хлор - слишком сильный окислитель для отбеливания шелка и шерсти, но эффективен для отбеливания хлопка, льна и древесной массы. Другое важное применение жидкого хлора - для очистки воды - впервые предпринято в 1895 для целей городского водоснабжения Нью-Йорка. Соединения хлора находят разнообразное применение. Хлороформ CHCl3 и хлорэтил C2H5Cl являются анестетиками, трихлорэтаналь (или хлораль) CCl3CHO применяют в медицине как наркотик, тетрахлорид углерода CCl4 используется для тушения огня, для сухой чистки, как и трихлорэтилен С2HCl3. Три хлорпроизводных - фосген COCl2 (удушающий газ), иприт (C2H4Cl)2S - кожнонарывная жидкость, хлорпикрин CCl3NO2 (слезоточивый газ) - являются боевыми отравляющими веществами. Фреон CF2Cl2 используется как хладагент в холодильной технике. Хлор применяют в производстве красок, резин, синтетического каучука, углеводородов, взрывчатых веществ и в химических синтезах. Хлор используют также для отбеливания губок и соломы.

Получение. Лабораторный метод получения хлора заключается в медленном прикапывании концентрированной соляной кислоты HCl через капельную воронку к KMnO4 или MnO2:

Жидкий хлор был получен М. Фарадеем в 1823 при нагревании гидрата хлора Cl2*8H2O, помещенного в один конец трубки. В результате конденсации в другом конце трубки, охлаждаемом смесью соли со льдом, собирался жидкий хлор. В промышленности хлор получают электролизом рассолов или расплавов NaCl в электролизерах с отделенным асбестовой диафрагмой анодным пространством, при этом хлор выделяется на аноде, а водород - на катоде.

Свойства. Хлор в нормальных условиях представляет собой желтовато-зеленый газ с неприятным запахом, раздражающе действующий на слизистые носа и горла.СВОЙСТВА ХЛОРА

Атомный номер 17 Атомная масса 35,453 Изотопы

стабильные 35, 37

нестабильные 33, 34, 36, 38, 39

Температура плавления, ° С -100,98 Температура кипения, ° С -34,6 Температура критическая, ° С 144 Давление критическое, атм 76,1 Содержание в земной коре, % (масс.) 0,314 Степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +7 Хлор непосредственно реагирует со всеми химическими элементами, кроме C, N, O и благородных газов, образуя хлориды. В смеси хлора с водородом на свету реакция протекает очень быстро, а при интенсивном освещении и отсутствии примесей возможен взрывной механизм реакции. Эта реакция, которую независимо друг от друга изучали Дж. Драйпер и Р. Бунзен в 1848, является одной из первых изученных фотохимических реакций. В среде хлора прекрасно сгорает сурьма, а также натрий и медная фольга, нагретые до красного каления. Хлор окисляет C, I, Br и S в их соединениях. При пропускании Cl2 через раствор иода выделяется свободный иод. Смоченный скипидаром хлопок вспыхивает в хлоре, образуя сажу и HCl. Хлор вступает в реакции замещения с углеводородами, например, с CH4 образует хлорметан CHCl3, дихлорметан CH2Cl2, трихлорметан (хлороформ) CHCl3 и тетрахлорметан (тетрахлорид углерода) CCl4. Хлор вступает в реакции сочетания с другими веществами, например, с CO на свету или при нагревании и образует фосген, с гашеной известью - хлорную известь CaOCl (отбеливатель), а с водой - гидрат хлора Cl2*8H2O.

Соединения хлора. Хлороводород (хлорид водорода) HCl в водном растворе был получен И.Глаубером в 1648 при взаимодействии поваренной соли и серной кислоты. Раствор HCl в воде называют хлороводородной или соляной кислотой. Эта кислота встречается в источниках рек Южной Америки, которые вытекают из вулканических районов Анд. Желудочный сок человека содержит 0,2-0,4% соляной кислоты. Хлороводород получают синтезом из Cl2 и H2 под действием света или тепла. HCl образуется также по реакции Cl2 c сероводородом или метаном и другими углеводородами. Наиболее простой способ заключается в постепенном добавлении серной кислоты к хлориду натрия (поваренной соли) при слабом нагревании: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl. При использовании твердой соли и более сильном нагревании образуется сульфат натрия: NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HCl. HCl - резко пахнущий бесцветный газ, который можно конденсировать в бесцветную жидкость, кипящую при -83,7° C и затвердевающую при -112° C. Газ в 1,26 тяжелее воздуха, очень хорошо растворим в воде (442 объема на 1 объем воды при 20° С). Концентрированная соляная кислота содержит 37% HCl (плотность 1,19 г/мл). 20,24%-ный раствор HCl имеет температуру кипения 110° С. Соляная кислота широко используется в лабораторной практике, для обработки поверхности металлов перед пайкой, для травления их, в крашении, ситценабивном деле, производстве клея, мыла, глюкозы и др. Смесь 3 объемов конц. HCl и 1 объема конц. HNO3 известна в лабораторной практике под названием царская водка; она растворяет золото и другие благородные металлы.

Оксиды. Хлор образует оксиды Cl2O, ClO2 и Cl2O7. Все оксиды хлора нестабильны, могут разлагаться со взрывом, являются сильными окислителями, вызывают возгорание органических соединений, например бумаги, дерева и сахара. Cl2O - желтовато-красный газ - образуется при пропускании Cl2 над оксидом ртути при низкой температуре. При растворении его в воде образуется хлорноватистая кислота HClO. ClO2 - темножелтый газ, в промышленности его получают действием хлора на сухой хлорит натрия NaClO2. ClO2 применяют в отбеливающих порошках, в производстве бумаги и текстиля. Cl2O7 - бесцветная маслянистая жидкость, более стабильна, чем другие оксиды, но при определенных условиях также может взрываться. Cl2O7 получают обезвоживанием HClO4 в присутствии P4O10.

Оксокислоты. Хлорноватистая кислота HClO слабая, ее соли гипохлориты являются окислителями и применяются для дезинфекции и для отбеливания. Раствор Дакина, содержащий гипохлорит натрия, применяли для обработки открытых ран во время Первой мировой войны. Хлористую кислоту HClO2 получают по реакции хлорита бария с серной кислотой. Кислота стабильна только в очень разбавленных растворах, а в безводном состоянии не получена. Хлорноватая кислота HClO3 максимальной концентрации 40 % получается при разложении гипохлорита или по реакции хлората бария с разбавленной серной кислотой, при концентрации выше 40% кислота разлагается. Сама кислота и ее соли хлораты - сильные окислители. При нагревании KClO3 (бертоллетова соль) разлагается с выделением кислорода. Поэтому соль используют для изготовления спичек, сигнальных огней и в фейерверках. Хлорную кислоту HClO4 получают осторожной перегонкой смеси ее натриевой соли (перхлората натрия) с конц. HCl при пониженном давлении, так как кислота кипит при 16° С (18 мм рт.ст.). Эта реакция взрывоопасна. Чистая хлорная кислота - летучая бесцветная жидкость, является сильнейшим окислителем, в ее концентрированных растворах возгораются бумага и дерево. Cl2O7 является ангидридом этой кислоты, а ее соли (перхлораты) - наиболее устойчивые из солей кислородных кислот хлора. Хлорная кислота находит применение в аналитической химии как окислитель, а смесь перхлората бария и перхлората магния - как осушитель. Перхлораты используют также в производстве спичек и взрывчатых веществ.

См. также

ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ;

ХОЛОДИЛЬНАЯ ТЕХНИКА;

ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ.

ЛИТЕРАТУРА

Фурман А.А. Неорганические хлориды. М., 1980 Фрумина Н.С. и др. Хлор. М., 1983

(от греч. chloros - желто-зеленый; лат. Chlorum) C1, хим. элемент VII гр. периодич. системы, относится к галогенам; ат. н. 17, ат. м. 35,453. Прир. X. состоит из смеси двух изотопов ³⁵ С1 (75,77%) и ³⁷ С1 (24,23%); ядра обоих изотопов имеют электрич. квадрупольный момент. Конфигурация внеш. электронной оболочки атома <3s²3р>⁵; степени окисления -1 ( хлориды),+1 ( гипохлориты),+3 ( хлориты), +5 (хлораты )и +7 ( перхлораты); сродство к электрону 3,614 эВ; потенциал ионизации при последоват. переходе от С1

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.).

* * *

(лат. Chlorum), химический элемент VII группы периодической системы, относится к галогенам. Название от греческого chlōros — жёлто-зелёный. Свободный хлор состоит из двухатомных молекул (Cl₂); 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 (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 3s²p⁵. 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), Cl⁵⁺ 0,026 нм (3) и Clr⁷⁺ 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) MnO₂ 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·MgCl₂·6H₂₁O, сильвин(см. СИЛЬВИН) КСl, сильвинит (Na, K)Cl, каинит(см. КАИНИТ) КСl·MgSO₄·3Н₂О, бишофит(см. БИШОФИТ) MgCl₂·6H₂O 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 + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂

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.

Физические и химические свойства

При обычных условиях хлор — желто-зеленый газ, плотность газа при 25°C 3,214 г/дм³ (примерно в 2,5 раза больше плотности воздуха). Температура плавления твердого хлора –100,98°C, температура кипения –33,97°C. Стандартный электродный потенциал Сl₂/Сl^- в водном растворе равен +1,3583 В.

В свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул Сl₂. Межъядерное расстояние в этой молекуле 0,1987 нм. Сродство к электрону молекулы Сl₂ 2,45 эВ, потенциал ионизации 11,48 эВ. Энергия диссоциации молекул Сl₂ 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:

Сl₂ + H₂O 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 ВСl₃, SiCl₄, TiCl₄.

Из-за низкой энергии диссоциации молекул Сl₂ 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 + 3Cl₂ = 2SbCl₃

При нагревании хлор реагирует с алюминием:

3Сl₂ + 2Аl = 2А1Сl₃

и железом:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

С водородом H₂ 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:

Н₂ + Сl₂ = 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 NH₄Cl, хлорид кальция СаСl₂, хлорид бария ВаСl₂ 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:

СаСl₂ + 2AgNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2AgCl.

При комнатной температуре хлор реагирует с серой (образуется так называемая однохлористая сера S₂Cl₂) и фтором (образуются соединения ClF и СlF₃). При нагревании хлор взаимодействует с фосфором (образуются, в зависимости от условий проведения реакции, соединения РСl₃ или РСl₅), 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, ClF₃, ClF₅. Окислительная способность хлора выше, чем брома, поэтому хлор вытесняет бромид-ион из растворов бромидов, например:

Cl₂ + 2NaBr = Br₂ + 2NaCl

Хлор вступает в реакции замещения со многими органическими соединениями, например, с метаном СН₄ и бензолом С₆Н₆:

СН₄+ Сl₂ = СН₃Сl + НСl или С₆Н₆ + Сl₂ = С₆Н₅Сl + НСl.

Молекула хлора способна присоединятся по кратным связям (двойным и тройным) к органическим соединениям, например, к этилену С₂Н₄:

С₂Н₄ + Сl₂ = СН₂СlСН₂Сl.

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):

Cl₂ + 2КОН = КClО + КСl +Н₂О.

При взаимодействии хлора с горячим (температура около 70—80°C) раствором щелочи образуется соответствующий хлорид и хлорат(см. ХЛОРАТЫ), например:

3Сl₂+ 6КОН= 5КСl + КСlО₃+ 3Н₂О.

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 СО₂ образуется среди других продуктов летучая хлорноватистая кислота(см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА), которая может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl₂О:

2НСlО = Сl₂О + Н₂О.

Именно запах этого газа Сl₂О — характерный запах «хлорки».

Степени окисления хлора +3 отвечает малоустойчивая кислота средней силы НСlО₂. Эту кислоту называют хлористой, ее соли — хлориты(см. ХЛОРИТЫ (соли)), например, NaClO₂ — хлорит натрия.

Степени окисления хлора +4 соответствует только одно соединение — диоксид хлора СlО₂.

Степени окисления хлора +5 отвечает сильная, устойчивая только в водных растворах при концентрации ниже 40%, хлорноватая кислота(см. ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА) НСlО₃. Ее соли — хлораты, например, хлорат калия КСlО₃.

Степени окисления хлора +6 соответствует только одно соединение — триоксид хлора СlО₃ (существует в виде димера Сl₂О₆).

Степени окисления хлора +7 отвечает очень сильная и довольно устойчивая хлорная кислота(см. ХЛОРНАЯ КИСЛОТА) НСlО₄. Ее соли — перхлораты(см. ПЕРХЛОРАТЫ), например, перхлорат аммония NH₄ClO₄ или перхлорат калия КСlО₄. Следует отметить, что перхлораты тяжелых щелочных металлов — калия, и особенно рубидия и цезия мало растворимы в воде. Оксид, соответствующий степени окисления хлора +7 — Сl₂О₇.

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 СН₂СlСН₂Сl, четыреххлористого углерода ССl₄ 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 Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. ПДК хлора в воздухе рабочих помещений 1 мг/м³, в воздухе населенных пунктов 0,03 мг/м³.

Cl (лат. Chlorum; от греч. chloros - жёлто-зелёный * a.chlorine; н.Chlor; ф.chlore; и.cloro), - хим. элемент VII группы периодич. системы Mенделеева; относится к галогенам, ат. н. 17, ат. м. 35,453. B природе 2 стабильных изотопа ³⁶Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы c массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40. X. впервые получен швед. химиком K. Шееле в 1774. Hазвание было предложено в 1813 франц. учёным Л. Гей-Люссаком.

X. - жёлто-зелёный газ c резким раздражающим запахом. Плотность газообразного X. при нормальных условиях 3,214 кг/м³, жидкого X. при темп-pe кипения 1,557 кг/м³, твёрдого X. 1,9 кг/м³ при 102°C; tпл - 101°C; tкип - 34,1°C; молярная теплоёмкость 33,94 Дж/(моль·K); коэфф. объёмного расширения 3,9·* 10^-3 K^-1 (при 293 K).

X. в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. X. химически очень активен. Oбразует соединения почти co всеми элементами (c нек-рыми в присутствии влаги или при нагревании), давая при взаимодействии c металлами хлориды, c кислородом - оксиды (Cl2O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈), из к-рых при реакциях c водой образуются хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная кислоты (соли этих кислот - гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты). Пары X. токсичны, раздражают слизистые оболочки. ПДК в воздухе производств. помещений 1 мг/м³, в атмосфере населённых пунктов разовая - 0,1 мг/м³, среднесуточная - 0,003 мг/м³.

Cp. содержание X. 10^-4% (по массе) в земной коре 130, в ультраосновных породах и базальтовых - 50, в андезитах 100, гранитоидах 240, в осадочных породах - 160. B морской воде при вариациях солёности от 10 до 39% содержание иона Cl- изменяется от 5,53 до 21,565 г/кг. B магматич. породах X. преим. концентрируется в амфиболах, флогопите, апатите. При фракционной кристаллизации основных магм X. перераспределяется незначительно, обычно накапливается в богатых Mg и Fe породах. Hаиболее резкое изменение концентрации X. встречается при кристаллизац. дифференциации и ликвации в агпаитовых щелочных расплавах (образование содалитовых пород и пегматитов). X. интенсивно выделяется при фумарольной деятельности вулканов. Bажнейшие минералы X.: Галит, Сильвин, Бишофит, Карналлит, хлорапатит Ca₃(PO₄)₃Cl, Содалит (см. Галогениды природные).

Получают X. при электролизе водных растворов NaCl (реже др. хлоридов щелочных металлов) и использовании стального катода и диафрагмы (диафрагменный метод), ионообменной мембраны или ртутного катода (ртутный метод). Hебольшое количество X. получают попутно при произ-ве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. Применяется X. при произ-ве хлорорганич. соединений (винил-хлорида, дихлорэтана, хлорбензола и др.), неорганич. хлоридов, для получения отбеливателей и дезинфицирующих средств, для очистки воды. X. используется также для хлорирования полиметаллич. руд c целью извлечения титана, ниобия, циркония и др. Oсн. количества X. перерабатываются на месте его произ-ва в хлорсодержащие соединения. Xранят и перевозят X. в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Примерное потребление X.: на произ-во хлорсодержащих органич. соединений ок. 70%; неорганич. соединений, содержащих X., 10-20%; отбелку целлюлозы и тканей 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды 2-6% от общей выработки.Ю. A. Балашов.

(от греч. chloros - бледно-зелёный, зеленовато-жёлтый) - хим. элемент из группы галогенов, символ С1 (лат. Chlorum), ат. н. 17, ат. м. 35,453. X. - жёлто-зелёный газ с резким запахом; плотн. 3,214 кг/м³, t_кип - 34,6 °С, при обычной темп-ре легко сжижается под давлением. X. широко распространён в природе в виде разл. минералов: галит (кам. соль), сильвин, карналлит и др. Очень много солей X. растворено в водах океанов, морей, рек и озёр. Осн. метод получения X. - электролиз р-ров NaCl. Применяется для синтеза неорганич. и органич. продуктов, в т. ч. хлористого водорода, хлорной извести, хлоридов, инсектицидов, красящих в-в, органич. растворителей, а также (60 - 70% добываемого X.) полимеров (полихлорвинил, хлоропреновый каучук, волокно хлорин и др.); идёт на обеззараживание (хлорирование) воды, на отбелку тканей и бум. массы. Ядовит; сильно раздражает дыхат. пути, предельно допустимая концентрация в воздухе 1 мкг/м³.

ХЛОР — хим. элемент, символ Сl (лат. Chiorum), ат. н. 17, ат. м. 35,45, относится к галогенам (см.); химически активен, поэтому в природе встречается лишь в виде соединений. Главные минералы — галит (каменная соль), сильвин, сильвинит, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и др. X. — жёлто-зелёный, очень ядовитый (отравляющий) и тяжёлый газ с резким специфическим запахом; плотность 3,21 кг/м³, t_кип =—33,97 °С, t_пл =-101°С; легко сжижается; взаимодействует с водой с образованием соляной и хлорноватистой кислот: Сl₂ + Н₂0 <^НСЮ + НСl. X. сильный окислитель, он непосредственно соединяется со многими металламп и неметаллами, образуя множество хим. соединений. Самое главное из них — поваренная соль NaCl. Хлорид калия КСl — важнейшее калийное минеральное удобрение. В промышленности X. получают электролизом раствора поваренной соли. X. широко применяют для производства неорганических продуктов (соляной кислоты, хлоридов металлов, хлорной извести и др.) и различных хлорорганических веществ (красителей, лекарственных препаратов, ядохимикатов, растворителей и др.), для отбеливания тканей, бумаги, целлюлозы, для дезинфекции (хлорирования) воды и др.