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/м2 или 1 кгс/см2)жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (T1/2) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек;3,1×105 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как изотопные индикаторы .
Историческая справка. Хлор получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом Mn O 2. Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор — элемент и назвал его chlorine (от греч. chlorós — жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Хлор
Распространение в природ е. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Хлор в земной коре (кларк) 1,7×10-2%по массе, в кислых изверженных породах — гранитах и др. 2,4×10-2, в основных и ультраосновных 5×10-3. Основную роль в истории Хлор в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных ) 97, главный из них галит Na C I (см. Каменная соль ). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин K Cl, сильвинит (Na, K) C I, карналлит K C I×Mg Cl 2×6H 2O, каинит K C I×Mg S O 4×3H 2O, бишофит Mg C I 2×6H 2O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах H Cl в верхние части земной коры.
Физические и химические свойства. Хлор имеет tkип —34,05°С, tnл —101°С. Плотность газообразного Хлор при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого Хлор при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого Хлор при — 102°C 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров Хлор при 0°С 0,369; при 25°C 0,772; при 100°C 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг×К) [0,11 кал/(г×°С)]. Критические константы Хлор : температура 144°C, давление 7,72 Мн/м2 (77,2 кгс/см2), плотность 573 г/л, удельный объём 1,745×10-3 л/г. Растворимость (в г/л) Хлор при парциальном давлении 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2, в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); в растворе 300 г/л Na C I 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Хлор переменного состава Cl×nH 2O (где n = 6¸8); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Хлор и воду. Хлор хорошо растворяется в Ti Cl 4, Si C 14, Sn Cl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане C 6H 14и четырёххлористом углероде C Cl 4). Молекула Хлор двухатомна (Cl 2). Степень термической диссоциации Cl 2 + 243 кдж Û 2Clпри 1000 К равна 2,07×10-40%, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2 3p5. В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления —1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 , ионный радиус Cl - 1,82 , сродство атома Хлор 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 йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлор с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлор с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлор только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Хлор в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Хлор Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлор , образуя P Cl 3, а при дальнейшем хлорировании — P Cl 5; сера с Хлор при нагревании даёт S 2Cl 2, S Cl 2 и др. S nCl m. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлор Смесь Хлор с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),
Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C. Смеси Хлор с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% H 2, взрывоопасны.
С кислородом Хлор образует окислы: Cl 2O, Cl O 2, Cl 2O 6, Cl 2O 7, Cl 2O 8 (см. Хлора окислы ), а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты ), хлориты , хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы Хлор 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 + H 2O Û H Cl O + H Cl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2Na O H + Cl 2 = Na C I O + Na C I + H 2O, а при нагревании — хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь .
При взаимодействии аммиака с Хлор образуется трёххлористый азот (см. Хлориды азота ). При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород: R—H + C I 2 = RCl + H C I, либо присоединяется по кратным связям:
образуя различные хлорсодержащие органические соединения (см. Хлорирование ).
Хлор образует с др. галогенами межгалогенные соединения . Фториды Cl F, Cl F 3, Cl F 5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере Cl P 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды Хлор : Cl O 3F, Cl O 2F 3, Cl O F, Cl O F 3 и перхлорат фтора F Cl O 4.
Получение. Хлор начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения Хлор окислением H Cl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 вв. Хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90—95% Хлор в мире. Небольшие количества Хлор получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство Хлор составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов Na C I: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано- href="http://Ru-Ruthenium.info/">рутениевом аноде выделяется газообразный Хлор По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор Na O H и Na Cl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор Na O H, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т Хлор 1,125 т Na O H.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Хлор , даёт более дешёвый Na O H. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый Na O H, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки Хлор , с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый Na O H без использования ртути.
Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Хлор перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Хлор в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. 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 др.
О хлорсодержащих органических соединениях см. Винилхлорид , Хлоропрен , Винилиденхлорид , Четырёххлористый углерод , Хлороформ , Метиленхлорид , Тетрахлорэтан , Трихлорэтилен , Хлорбензол и др. О хлорсодержащих неорганических соединениях см. Соляная кислота , Натрия хлорид , Калия хлорид , Кальция хлорид , Хлора окислы , Хлорная известь и др.
Л. М. Якименко.
Хлор в организме. Хлор — один из биогенных элементов , постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Хлор в растениях (много Хлор в галофитах ) — от тысячных долей процента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Хлор (2—4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей Хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Хлор 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 др. процессами путём изменения в распределении Хлор между кровью и др. 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 Хлор
М. Я. Школьник.
Отравления Хлор возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. 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, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т.п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3—7 сут. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций Хлор наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация Хлор в воздухе производственных помещений 1 мг/м3. Производство Хлор , хлорной извести и др. хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних.
А. А. Каспаров.
Лит.: Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; Comprehensive inorganic chemistry, ed. J. C. Bailar [a. o.], v. 1—5, Oxf. — [a. o.], 1973.