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.
ХЛОРХЛОР (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 .
Хлор (от греч. χλωρός - «зелёный») - элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях - ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2).
История открытия
Соединение с хлором - газообразный хлороводород - было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Распространение в природе
В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H 2 O, карналлита KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каинита KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора - 0,017 %, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.
Физические свойства
При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом.
Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор - жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.
При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.
По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10 22 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.
История элементарного хлора сравнительно коротка, она ведет начало с 1774 г. Весьма вероятно, что алхимики сталкивались с элементарным хлором, так как в странах Востока уже в IX, а в Европе в XIII в. была известна «царская водка» - смесь соляной и азотной кислот.
Подробно хлор впервые описан шведским химиком К. Шелле при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите.
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Шелле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Гей-Люссак дал новому элементу более короткое имя - хлор.
часть: Общая характеристика
1. Расположение в таблице Д.И. Менделеева
Хлор (от греч. члщсьт -- «зелёный») -- элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).
2. Строение атома (СI)
На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1SІ 2SІ 2p6 3SІ 3p5, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:
3. Физические свойства
При нормальных условиях хлор -- жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
- 4. Химические свойства
- 4.1 Взаимодействие с неметаллами
C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.
На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем.
- 5Cl2 + 2P > 2PCl5
- 2S + Cl2 > S2Cl2
С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фото химически нестабильны, склонны к взрывному распаду.
При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:
Cl2 + 3F2 (изб.) > 2ClF3
4.2 Взаимодействие с металлами
Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
Cl2 + 2Na > 2NaCl
- 3Cl2 + 2Sb > 2SbCl3
- 3Cl2 + 2Fe > 2FeCl3
Сейчас на видео мы сможете наблюдать реакции хлора с некоторыми элементами
Горение свечи в хлоре
Взаимодействие хлора с металлами: а) с железом
Взаимодействие со сложными веществами
Вытеснение более активным галогеном менее активного из его соли
4.3 Другие свойства
Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr > Br2 + 2HCl
Cl2 + 2NaI > I2 + 2NaCl
При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:
Cl2 + CO > COCl2
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:
Cl2 + H2O > HCl + HClO
3Cl2 + 6NaOH > 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:
Cl2 + Ca(OH)2 > CaCl(OCl) + H2O
Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:
- 4NH3 + 3Cl2 > NCl3 + 3NH4Cl
- 4.4 Окислительные свойства хлора
Хлор очень сильный окислитель.
Cl2 + H2S > 2HCl + S
4.5 Реакции с органическими веществами
С насыщенными соединениями:
CH3-CH3 + Cl2 > C2H6-xClx + HCl
Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
CH2=CH2 + Cl2 > Cl-CH2-CH2-Cl
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3).
На западе Фландрии лежит крошечный городок. Тем не менее его название известно всему миру и долго еще будет сохраняться в памяти человечества как символ одного из величайших преступлений против человечества. Этот городок - Ипр, Креси - Ипр - Хиросима - вехи на пути превращения войны в гигантскую машину уничтожения. В начале 1915 г. на линии западного фронта образовался так называемый Ипрский выступ. Союзные англо-французские войска к северо-востоку от Ипра в копнились на территорию, занятую германской армией. Германское командование решило нанести контрудар и выровнять линию фронта. Утром 22 апреля, когда дул ровный норд-ост, немцы начали необычную подготовку к наступлению - они провели первую в истории войн газовую атаку. На ипрском участке фронта были одновременно открыты 6000 баллонов хлора. В течение пяти минут образовалось огромное, весом в 180 т, ядовитое желто-зеленое облако, которое медленно двигалось по направлению к окопам противника.
Этого никто не ожидал. Войска французов и англичан готовились к атаке, к артиллерийскому обстрелу, солдаты надежно окопались, но перед губительным хлорным облаком они были абсолютно безоружными. Смертоносный газ проникал во все щели, во все укрытия. Результаты первой химической атаки (и первого нарушения Гаагской конвенции 1907 г. о неприменении отравляющих веществ!) были ошеломляющими - поразил около 15 тысяч человек, причем примерно 5 тысяч - насмерть. И все это - ради того, чтобы выровнять линию фронта длиной в 6 км! Спустя два месяца немцы предприняли хлорную атаку и на восточном фронте. А через два года Ипр приумножил свою печальную известность. Во время тяжелого сражения 12 июля 1917 г. в районе этого города было впервые применено отравляющее вещество, названное впосхлордиэтил сульфид.
Об этих эпизодах истории, связанных с одним маленьким городком и одним химическим элементом, мы напомнили для того, чтобы показать, как опасен может быть элемент № 17 в руках воинствующих безумцев. Это - самая мрачная страница истории хлора.
Но было бы совершенно неверно видеть в хлоре только отравляющее вещество и сырье для производства других отравляющих веществ…
История элементного хлора сравнительно коротка, она ведет начало с 1774 г. История соединений хлора стара, как мир. Достаточно вспомнить, что хлористый - это поваренная соль. И, видимо, еще в доисторические времена была подмечена способность соли консервировать мясо и рыбу.
Самые древние археологические находки - свидетельства использования соли человеком относятся примерно к 3-4 тысячелетию до п. э. А самое древнее описание добычи каменной соли встречается в сочинениях греческого историка Геродота (V в. до н. э.). Геродот описывает добычу каменной соли в Ливии. В оазисе Синах в центре Ливийской пустыни находился знаменитый храм бога Ам-мона-Ра. Поэтому-то Ливия и именовалась «Ammonia», и первое название каменной соли было «sal ammoniacum». Позднее, начиная примерно с XIII в, н. э., это название закрепилось за хлористым аммонием.
В «Естественной истории» Плиния Старшего описан метод отделения золота от неблагородных металлов при прокаливании с солью и глиной. А одно из первых описаний очистки хлористого натрия находим в трудах великого арабского врача и алхимика Джабир ибн-Хайяна (в европейском написании - Гебер).
Весьма вероятно, что алхимики сталкивались и с элементным хлором, так как в странах Востока уже в IX, а в Европе в XIII в. была известна «царская водка» - смесь соляной и азотной кислот. В выпущенной в 1668 г. книге голландца Ван-Гельмонта «Hortus Medicinae» говорится, что при совместном нагревании хлористого аммония и азотной кислоты получается некий газ. Судя по описанию, этот газ очень похож на .
Подробно впервые описан шведским химиком Шееле в его трактате о пиролюзите. Нагревая минерал с соляной кислотой, Шееле заметил запах, характерный для царской водки, собрал и исследовал желто-зеленый газ, порождавший этот запах, и изучил его взаимодействие с некоторыми веществами. Шееле первым обнаружил действие хлора на и (в последнем случае образуется сулема) и отбеливающие свойства хлора.
Шееле не считал вновь открытый газ простым веществом и назвал его «дефлогистонированной соляной кислотой». Говоря современным языком, Шееле, а вслед за ним и другие ученые того времени полагали, что новый газ - это окисел соляной кислоты.
Несколько позже Бертоле и предложили считать этот газ окислом некоего нового элемента «мурия». В течение трех с половиной десятилетий химики безуспешно пытались выделить неведомый мурий.
Сторонником «окиси мурия» был поначалу и Дэви который в 1807 г. разложил электрическим током поваренную соль на щелочной металл и желто-зеленый газ. Однако, спустя три года, после многих бесплодных попыток получить мурий Дэви пришел к выводу, что газ, открытый Шееле,-простое вещество, элемент, и назвал его chloric gas или chlorine (от греческого - желто-зеленый). А еще через три года Гей-Люссак дал новому элементу более короткое имя - хлор. Правда, еще в 1811 г. немецкий химик Швейгер предложил для хлора другое название - «галоген» (дословно оно переводится как солерод), но это название поначалу не привилось, а впоследствии стало общим для целой группы элементов, в которую входит и хлор.
ХЛОР (лат. Chlorum) - Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453, относится к галогенам. Название от греч. chloros - желто-зеленый. Большой энциклопедический словарь