Cl 2 при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

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

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

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

Химические свойства

Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Аu = 2AuCl 3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O 2 , N 2 , С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Cl 2 + Н 2 =2НС1

Cl 2 + 2S (расплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в избытке Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) из их соединений

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO 3 - .

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

Cl 2 + 2КОН =KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

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

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO 3 и Са(ClO) 2 - гипохлориты; КClO 3 - хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl 2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

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

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

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

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

3. В лаборатории получают действием конц. H 2 SO 4 на хлориды:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабом нагревании)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl - сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н 2 O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

HCl → H + + Cl -

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ЗН 2 O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2 О

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ЗН 2 O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СO 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции с сильными окислителями F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

Химические свойства

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H 2 O

Хлор, вероятно, получали еще алхимики, но его открытие и первое исследование неразрывно связано с именем знаменитого шведского химика Карла Вильгельма Шееле . Шееле открыл пять химических элементов – барий и марганец (совместно с Юханом Ганом), молибден, вольфрам, хлор, а независимо от других химиков (хотя и позже) – еще три: кислород, водород и азот. Это достижение впоследствии не смог повторить ни один химик. При этом Шееле, уже избранный членом Шведской королевской академии наук, был простым аптекарем в Чёпинге, хотя мог занять более почетную и престижную должность. Сам Фридрих II Великий , прусский король, предлагал ему занять пост профессора химии Берлинского университета. Отказываясь от подобных заманчивых предложений, Шееле говорил: «Я не могу есть больше, чем мне нужно, а того, что я зарабатываю здесь в Чёпинге, мне хватает на пропитание».

Многочисленные соединения хлора были известны, конечно, задолго до Шееле. Этот элемент входит в состав многих солей, в том числе и самой известной – поваренной соли. В 1774 Шееле выделил хлор в свободном виде, нагревая черный минерал пиролюзит с концентрированной соляной кислотой: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.

Вначале химики рассматривали хлор не как элемент, а как химическое соединение неизвестного элемента мурия (от латинского muria – рассол) с кислородом. Считалось, что и соляная кислота (ее называли муриевой) содержит химически связанный кислород. Об этом «свидетельствовал», в частности, такой факт: при стоянии раствора хлора на свету из него выделялся кислород, а в растворе оставалась соляная кислота. Однако многочисленные попытки «оторвать» кислород от хлора ни к чему не привели. Так, никому не удалось получить углекислый газ, нагревая хлор с углем (который при высоких температурах «отнимает» кислород от многих содержащих его соединений). В результате подобных опытов, проведенных Гемфри Дэви, Жозеф Луи Гей-Люссаком и Луи Жаком Тенаром, стало ясно, что хлор не содержит кислорода и является простым веществом. К тому же выводу привели и опыты Гей-Люссака, который проанализировал количественное соотношение газов в реакции хлора с водородом.

В 1811 Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» – от греч. «хлорос» – желто-зеленый. Именно такой цвет имеет хлор. Этот же корень – в слове «хлорофилл» (от греч. «хлорос» и «филлон» – лист). Спустя год Гей-Люссак «сократил» название до «хлора». Но до сих пор англичане (и американцы) называют этот элемент «хлорином» (chlorine), тогда как французы – хлором (chlore). Приняли сокращенное название и немцы – «законодатели» химии на протяжении почти всего 19 в. (по-немецки хлор – Chlor). В 1811 немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (от греческих «халс» – соль, и «геннао» – рождаю). Впоследствии этот термин закрепился не только за хлором, но и за всеми его аналогами по седьмой группе – фтором, бромом, иодом, астатом.

Интересна демонстрация горения водорода в атмосфере хлора: иногда во время опыта возникает необычный побочный эффект: раздается гудение. Чаще всего пламя гудит, когда тонкую трубку, по которой подается водород, опускают в заполненный хлором сосуд конической формы; то же справедливо для сферических колб, а вот в цилиндрах пламя обычно не гудит. Это явление назвали «поющим пламенем».

В водном растворе хлор частично и довольно медленно реагирует с водой; при 25° С равновесие: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl устанавливается в течение двух суток. Хлорноватистая кислота на свету разлагается: HClO ® HCl + O. Именно атомарному кислороду приписывают отбеливающий эффект (абсолютно сухой хлор такой способностью не обладает).

Хлор в своих соединениях может проявлять все степени окисления – от –1 до +7. С кислородом хлор образует ряд оксидов, все они в чистом виде нестабильны и взрывоопасны: Cl 2 O – желто-оранжевый газ, ClO 2 – желтый газ (ниже 9,7 о С – яркокрасная жидкость), перхлорат хлора Cl 2 O 4 (ClO–ClO 3 , светло-желтая жидкость), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3 , ярко-красная жидкость), Cl 2 O 7 – бесцветная очень взрывчатая жидкость. При низких температурах получены нестабильные оксиды Cl 2 O 3 и ClO 3 . Оксид ClO 2 производится в промышленном масштабе и используется вместо хлора для отбеливания целлюлозы и обеззараживания питьевой воды и сточных вод. С другими галогенами хлор образует ряд так называемых межгалогенных соединений, например, ClF, ClF 3 , ClF 5 , BrCl, ICl, ICl 3 .

Хлор и его соединения с положительной степенью окисления – сильные окислители. В 1822 немецкий химик Леопольд Гмелин путем окисления хлором получил из желтой кровяной соли красную: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Хлор легко окисляет бромиды и хлориды с выделением в свободном виде брома и иода.

Хлор в разных степенях окисления образует ряд кислот: HCl – хлороводородная (соляная, соли – хлориды), HClO – хлорноватистая (соли – гипохлориты), HClO 2 – хлористая (соли – хлориты), HClO 3 – хлорноватая (соли – хлораты), HClO 4 – хлорная (соли – перхлораты). В чистом виде из кислородных кислот устойчива только хлорная. Из солей кислородных кислот практическое применение имеют гипохлориты, хлорит натрия NaClO 2 – для отбеливания тканей, для изготовления компактных пиротехнических источников кислорода («кислородные свечи»), хлораты калия (бертолетова соль), кальция и магния (для борьбы с вредителями сельского хозяйства, как компоненты пиротехнических составов и взрывчатых веществ, в производстве спичек), перхлораты – компоненты взрывчатых веществ и пиротехнических составов; перхлорат аммония – компонент твердых ракетных топлив.

Хлор реагирует со многими органическими соединениями. Он быстро присоединяется к непредельным соединениям с двойными и тройными углерод-углеродными связями (реакция с ацетиленом идет со взрывом), а на свету – и к бензолу. При определенных условиях хлор может замещать атомы водорода в органических соединениях: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Эта реакция сыграла значительную роль в истории органической химии. В 1840-х французский химик Жан Батист Дюма обнаружил, что при действии хлора на уксусную кислоту с удивительной легкостью идет реакция

СН 3 СООН + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. При избытке хлора образуется трихлоруксусная кислота ССl 3 СООН. Однако многие химики отнеслись к работе Дюма недоверчиво. Ведь согласно общепринятой тогда теории Берцелиуса положительно заряженные атомы водорода не могли заместиться отрицательно заряженными атомами хлора. Этого мнения придерживались в то время многие выдающиеся химики, среди которых были Фридрих Вёлер, Юстус Либих и, конечно, сам Берцелиус.

Чтобы высмеять Дюма, Вёлер передал своему другу Либиху статью от имени некоего Ш.Виндлера (Schwindler – по-немецки мошенник) о новом удачном приложении якобы открытой Дюма реакции. В статье Вёлер с явной издёвкой написал о том, как в уксуснокислом марганце Mn(CH 3 COO) 2 удалось все элементы, в соответствии с их валентностью, заместить на хлор, в результате чего получилось желтое кристаллическое вещество, состоящее из одного только хлора. Далее говорилось, что в Англии, последовательно замещая в органических соединениях все атомы на атомы хлора, обычные ткани превращают в хлорные, и что при этом вещи сохраняют свой внешний вид. В сноске было указано, что лондонские лавки бойко торгуют материалом, состоящим из одного хлора, так как этот материал очень хорош для ночных колпаков и теплых подштанников.

Реакция хлора с органическими соединениями приводит к образованию множества хлорорганических продуктов, среди которых – широко применяющиеся растворители метиленхлорид CH 2 Cl 2 , хлороформ CHCl 3 , четыреххлористый углерод CCl 4 , трихлорэтилен CHCl=CCl 2 , тетрахлорэтилен C 2 Cl 4 . В присутствии влаги хлор обесцвечивает зеленые листья растений, многие красители. Этим пользовались еще в XVIII в. для отбеливания тканей.

Хлор как отравляющий газ.

Получивший хлор Шееле отметил его очень неприятный резкий запах, затруднение дыхания и кашель. Как потом выяснили, человек чувствует запах хлора даже в том случае, если в одном литре воздуха содержится лишь 0,005 мг этого газа, и при этом он уже оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, разрушая клетки слизистой оболочки дыхательных путей и легких. Концентрация 0,012 мг/л переносится с трудом; если же концентрация хлора превышает 0,1 мг/л, он становится опасным для жизни: дыхание учащается, становится судорожным, а затем – все более редким, и уже через 5–25 минут происходит остановка дыхания. Предельно допустимой в воздухе промышленных предприятий считается концентрация 0,001 мг/л, а в воздухе жилых районов – 0,00003 мг/л.

Петербургский академик Товий Егорович Ловиц, повторяя в 1790 опыт Шееле, случайно выпустил значительное количество хлора в воздух. Вдохнув его, он потерял сознание и упал, потом в течение восьми дней страдал от мучительной боли в груди. К счастью, он выздоровел. Чуть не умер, отравившись хлором, и знаменитый английский химик Дэви. Опыты даже с небольшим количеством хлора опасны, так как могут вызвать сильное поражение легких. Рассказывают, что немецкий химик Эгон Виберг одну из своих лекций о хлоре начал словами: «Хлор – ядовитый газ. Если я отравлюсь во время очередной демонстрации, вынесите меня, пожалуйста, на свежий воздух. Но лекцию при этом придется, к сожалению, прервать». Если же выпустить в воздух много хлора, он становится настоящим бедствием. Это испытали на себе во время Первой мировой войны англо-французские войска. Утром 22 апреля 1915 германское командование решило провести первую в истории войн газовую атаку: когда ветер подул в сторону противника, на небольшом шестикилометровом участке фронта в районе бельгийского городка Ипр были одновременно открыты вентили 5730 баллонов, каждый из которых содержал 30 кг жидкого хлора. В течение 5 минут образовалось огромное желто-зеленое облако, которое медленно уходило от немецких окопов в сторону союзников. Английские и французские солдаты оказались полностью беззащитными. Газ проникал через щели во все укрытия, от него не было спасения: ведь противогаз еще не был изобретен. В результате было отравлено 15 тысяч человек, из них 5 тысяч – насмерть. Через месяц, 31 мая немцы повторили газовую атаку на восточном фронте – против русских войск. Это произошло в Польше у города Болимова. На фронте 12 км из 12 тысяч баллонов было выпущено 264 тонны смеси хлора со значительно более ядовитым фосгеном (хлорангидридом угольной кислоты COCl 2). Царское командование знало о том, что произошло при Ипре, и тем не менее русские солдаты не имели никаких средств защиты! В результате газовой атаки потери составили 9146 человек, из них только 108 – в результате ружейного и артиллерийского обстрела, остальные были отравлены. При этом почти сразу же погибло 1183 человека.

Вскоре химики указали, как спасаться от хлора: надо дышать через марлевую повязку, пропитанную раствором тиосульфата натрия (это вещество применяется в фотографии, его часто называют гипосульфитом). Хлор очень быстро реагирует с раствором тиосульфата, окисляя его:

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Конечно, серная кислота тоже не безвредное вещество, но ее разбавленный водный раствор намного менее опасен, чем ядовитый хлор. Поэтому у тиосульфата в те годы появилось еще одно название – «антихлор», но первые тиосульфатные противогазы были мало эффективны.

В 1916 русский химик, будущий академик Николай Дмитриевич Зелинский изобрел действительно эффективный противогаз, в котором ядовитые вещества задерживали слоем активированного угля. Такой уголь с очень развитой поверхностью мог задержать значительно больше хлора, чем пропитанная гипосульфитом марля. К счастью, «хлорные атаки» остались лишь трагическим эпизодом в истории. После мировой войны у хлора остались только мирные профессии.

Применение хлора.

Ежегодно во всем мире получают огромные количества хлора – десятки миллионов тонн. Только в США к концу 20 в. ежегодно путем электролиза получали около 12 млн. тонн хлора (10-е место среди химических производств). Основная его масса (до 50%) расходуется на хлорирование органических соединений – для получения растворителей, синтетического каучука, поливинилхлорида и других пластмасс, хлоропренового каучука, пестицидов, лекарственных средств, многих других нужных и полезных продуктов. Остальное потребляется для синтеза неорганических хлоридов, в целлюлозно-бумажной промышленности для отбеливания древесной пульпы, для очистки воды. В сравнительно небольших количествах хлор используют в металлургической промышленности. С его помощью получают очень чистые металлы – титан, олово, тантал, ниобий. Сжиганием водорода в хлоре получают хлороводород, а из него – соляную кислоту. Хлор применяют также для производства отбеливающих веществ (гипохлоритов, хлорной извести) и обеззараживания воды хлорированием.

Илья Леенсон

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.

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 .

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Рассмотрены физические свойства хлора: плотность хлора, его теплопроводность, удельная теплоемкость и динамическая вязкость при различных температурах. Физические свойства Cl 2 представлены в виде таблиц для жидкого, твердого и газообразного состояния этого галогена.

Основные физические свойства хлора

Хлор входит в VII группу третьего периода периодической системы элементов под номером 17. Он относится к подгруппе галогенов, имеет относительные атомную и молекулярные массы 35,453 и 70,906, соответственно. При температурах выше -30°С хлор представляет собой зеленовато-желтый газ с характерным резким раздражающим запахом. Он легко сжижается под обычным давлением (1,013·10 5 Па), будучи охлажден до -34°С, и образует прозрачную жидкость янтарного цвета, затвердевающую при температуре -101°С.

Из-за своей высокой химической активности свободный хлор не встречается в природе, а существует только в форме соединений. Он содержится главным образом в минерале галите (), также входит в состав таких минералов, как: сильвин (KCl), карналлит (KCl·MgCl 2 ·6H 2 O) и сильвинит (KCl·NaCl). Содержание хлора в земной коре приближается к 0,02% от общего числа атомов земной коры, где он находится в виде двух изотопов 35 Cl и 37 Cl в процентном соотношении 75,77% 35 Cl и 24,23% 37 Cl.

Физические свойства хлора — таблица основных показателей

Свойство	Значение
Температура плавления, °С	-100,5
Температура кипения, °С	-30,04
Критическая температура, °С	144
Критическое давление, Па	77,1·10 5
Критическая плотность, кг/м 3	573
Плотность газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па), кг/м 3	3,214
Плотность насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па), кг/м 3	12,08
Плотность жидкого хлора (при 0°С и 3,664·10 5 Па), кг/м 3	1468
Плотность жидкого хлора (при 15,6°С и 6,08·10 5 Па), кг/м 3	1422
Плотность твердого хлора (при -102°С), кг/м 3	1900
Относительная плотность по воздуху газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па)	2,482
Относительная плотность по воздуху насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па)	9,337
Относительная плотность жидкого хлора при 0°С (по воде при 4°С)	1,468
Удельный объем газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па), м 3 /кг	0,3116
Удельный объем насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па), м 3 /кг	0,0828
Удельный объем жидкого хлора (при 0°С и 3,664·10 5 Па), м 3 /кг	0,00068
Давление паров хлора при 0°С, Па	3,664·10 5
Динамическая вязкость газа при 20°С, 10 -3 Па·с	0,013
Динамическая вязкость жидкого хлора при 20°С, 10 -3 Па·с	0,345
Теплота плавления твердого хлора (при температуре плавления), кДж/кг	90,3
Теплота парообразования (при температуре кипения), кДж/кг	288
Теплота сублимации (при температуре плавления), кДж/моль	29,16
Молярная теплоемкость C p газа (при -73…5727°С), Дж/(моль·К)	31,7…40,6
Молярная теплоемкость C p жидкого хлора (при -101…-34°С), Дж/(моль·К)	67,1…65,7
Коэффициент теплопроводности газа при 0°С, Вт/(м·К)	0,008
Коэффициент теплопроводности жидкого хлора при 30°С, Вт/(м·К)	0,62
Энтальпия газа, кДж/кг	1,377
Энтальпия насыщенного пара, кДж/кг	1,306
Энтальпия жидкого хлора, кДж/кг	0,879
Показатель преломления при 14°С	1,367
Удельная электропроводность при -70°С, См/м	10 -18
Сродство к электрону, кДж/моль	357
Энергия ионизации, кДж/моль	1260

Плотность хлора

При нормальных условиях хлор представляет собой тяжелый газ, плотность которого приблизительно в 2,5 раза выше . Плотность газообразного и жидкого хлора при нормальных условиях (при 0°С) равна, соответственно 3,214 и 1468 кг/м 3 . При нагревании жидкого или газообразного хлора его плотность снижается из-за увеличения объема вследствие теплового расширения.

Плотность газообразного хлора

В таблице представлены значения плотности хлора в газообразном состоянии при различных температурах (в интервале от -30 до 140°С) и нормальном атмосферном давлении (1,013·10 5 Па). Плотность хлора меняется с изменением температуры — при нагревании она уменьшается. Например, при 20°С плотность хлора равна 2,985 кг/м 3 , а при повышении температуры этого газа до 100°С, величина плотности снижается до значения 2,328 кг/м 3 .

Плотность газообразного хлора при различных температурах

t, °С	ρ, кг/м 3	t, °С	ρ, кг/м 3
-30	3,722	60	2,616
-20	3,502	70	2,538
-10	3,347	80	2,464
0	3,214	90	2,394
10	3,095	100	2,328
20	2,985	110	2,266
30	2,884	120	2,207
40	2,789	130	2,15
50	2,7	140	2,097

При росте давления плотность хлора увеличивается . Ниже в таблицах приведена плотность газообразного хлора в интервале температуры от -40 до 140°С и давлении от 26,6·10 5 до 213·10 5 Па. С повышением давления плотность хлора в газообразном состоянии увеличивается пропорционально. Например, увеличение давления хлора с 53,2·10 5 до 106,4·10 5 Па при температуре 10°С приводит к двукратному увеличению плотности этого газа.

Плотность газообразного хлора при различных температурах и давлении от 0,26 до 1 атм.

↓ t, °С | P, кПа →	26,6	53,2	79,8	101,3
-40	0,9819	1,996	—	—
-30	0,9402	1,896	2,885	3,722
-20	0,9024	1,815	2,743	3,502
-10	0,8678	1,743	2,629	3,347
0	0,8358	1,678	2,528	3,214
10	0,8061	1,618	2,435	3,095
20	0,7783	1,563	2,35	2,985
30	0,7524	1,509	2,271	2,884
40	0,7282	1,46	2,197	2,789
50	0,7055	1,415	2,127	2,7
60	0,6842	1,371	2,062	2,616
70	0,6641	1,331	2	2,538
80	0,6451	1,292	1,942	2,464
90	0,6272	1,256	1,888	2,394
100	0,6103	1,222	1,836	2,328
110	0,5943	1,19	1,787	2,266
120	0,579	1,159	1,741	2,207
130	0,5646	1,13	1,697	2,15
140	0,5508	1,102	1,655	2,097

Плотность газообразного хлора при различных температурах и давлении от 1,31 до 2,1 атм.

↓ t, °С | P, кПа →	133	160	186	213
-20	4,695	5,768	—	—
-10	4,446	5,389	6,366	7,389
0	4,255	5,138	6,036	6,954
10	4,092	4,933	5,783	6,645
20	3,945	4,751	5,565	6,385
30	3,809	4,585	5,367	6,154
40	3,682	4,431	5,184	5,942
50	3,563	4,287	5,014	5,745
60	3,452	4,151	4,855	5,561
70	3,347	4,025	4,705	5,388
80	3,248	3,905	4,564	5,225
90	3,156	3,793	4,432	5,073
100	3,068	3,687	4,307	4,929
110	2,985	3,587	4,189	4,793
120	2,907	3,492	4,078	4,665
130	2,832	3,397	3,972	4,543
140	2,761	3,319	3,87	4,426

Плотность жидкого хлора

Жидкий хлор может существовать в относительно узком температурном диапазоне, границы которого лежат от минус 100,5 до плюс 144°С (то есть от температуры плавления до критической температуры). Выше температуры 144°С хлор не перейдет в жидкое состояние ни при каком давлении. Плотность жидкого хлора в этом температурном интервале изменяется от 1717 до 573 кг/м 3 .

Плотность жидкого хлора при различных температурах

t, °С	ρ, кг/м 3	t, °С	ρ, кг/м 3
-100	1717	30	1377
-90	1694	40	1344
-80	1673	50	1310
-70	1646	60	1275
-60	1622	70	1240
-50	1598	80	1199
-40	1574	90	1156
-30	1550	100	1109
-20	1524	110	1059
-10	1496	120	998
0	1468	130	920
10	1438	140	750
20	1408	144	573

Удельная теплоемкость хлора

Удельная теплоемкость газообразного хлора C p в размерности кДж/(кг·К) в интервале температуры от 0 до 1200°С и нормальном атмосферном давлении может быть рассчитана по формуле:

где T — абсолютная температура хлора в градусах Кельвина.

Следует отметить, что при нормальных условиях удельная теплоемкость хлора имеет значение 471 Дж/(кг·К) и при нагревании увеличивается. Рост теплоемкости при температурах выше 500°С становится незначительным, и при высоких температурах удельная теплоемкость хлора практически не изменяется.

В таблице приведены результаты расчета удельной теплоемкости хлора по указанной выше формуле (погрешность расчета составляет около 1%).

Удельная теплоемкость газообразного хлора в зависимости от температуры

t, °С	C p , Дж/(кг·К)	t, °С	C p , Дж/(кг·К)
0	471	250	506
10	474	300	508
20	477	350	510
30	480	400	511
40	482	450	512
50	485	500	513
60	487	550	514
70	488	600	514
80	490	650	515
90	492	700	515
100	493	750	515
110	494	800	516
120	496	850	516
130	497	900	516
140	498	950	516
150	499	1000	517
200	503	1100	517

При температуре близкой к абсолютному нулю хлор находится в твердом состоянии и имеет низкую величину удельной теплоемкости (19 Дж/(кг·К)). По мере увеличения температуры твердого Cl 2 его теплоемкость растет и достигает при минус 143°С величины 720 Дж/(кг·К).

Жидкий хлор имеет удельную теплоемкость 918…949 Дж/(кг·К) в интервале от 0 до -90 градусов Цельсия. По данным таблицы видно, что удельная теплоемкость жидкого хлора выше чем газообразного и при увеличении температуры снижается.

Теплопроводность хлора

В таблице представлены значения коэффициентов теплопроводности газообразного хлора при нормальном атмосферном давлении в интервале температуры от -70 до 400°С.

Коэффициент теплопроводности хлора при нормальных условиях составляет 0,0079 Вт/(м·град), что в 3 раза меньше чем у при тех же температуре и давлении. Нагревание хлора приводит к повышению его теплопроводности. Так, при температуре 100°С, значение этого физического свойства хлора увеличивается до 0,0114 Вт/(м·град).

Теплопроводность газообразного хлора

t, °С	λ, Вт/(м·град)	t, °С	λ, Вт/(м·град)
-70	0,0054	50	0,0096
-60	0,0058	60	0,01
-50	0,0062	70	0,0104
-40	0,0065	80	0,0107
-30	0,0068	90	0,0111
-20	0,0072	100	0,0114
-10	0,0076	150	0,0133
0	0,0079	200	0,0149
10	0,0082	250	0,0165
20	0,0086	300	0,018
30	0,009	350	0,0195
40	0,0093	400	0,0207

Вязкость хлора

Коэффициент динамической вязкости газообразного хлора в интервале температуры 20…500°С можно приближенно вычислить по формуле:

где η T — коэффициент динамической вязкости хлора при заданной температуре T, К;
η T 0 — коэффициент динамической вязкости хлора при температуре T 0 =273 К (при н. у.);
С — константа Сюзерленда (для хлора С=351).

При нормальных условиях динамическая вязкость хлора равна 0,0123·10 -3 Па·с. При нагревании такое физическое свойство хлора, как вязкость, принимает более высокие значения.

Жидкий хлор имеет вязкость на порядок выше, чем газообразный. Например, при температуре 20°С динамическая вязкость жидкого хлора имеет величину 0,345·10 -3 Па·с и при росте температуры снижается.

Источники:

1. Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. М.: Просвещение, 1976 — 112 с.
2. Таблицы физических величин. Справочник. Под ред. акад. И. К. Кикоина. М.: Атомиздат, 1976 - 1008 с.
3. Якименко Л. М., Пасманик М. И. Справочник по производству хлора, каустической соды и основных хлорпродуктов. Изд. 2-е, пер. и др. М.: Химия, 1976 — 440 с.