Хлор

Хлор
← Сера | Аргон →
Периодическая система элементов +17Cl Файл:Electron shell +17 Chlorine.svg
Свойства атома
Название, символ, номер	, +17

Хлор (Cl) — 17-й элемент периодической системы элементов

История

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его взаимодействие 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. Дэви пришёл к выводу, что «оксид мурия» представляет собой новый элемент, и назвал его англ. chlorine — от греч. χλωρος.

Происхождение названия

От греческого хлорос (греч. χλωρός) — «зелёный».

Промышленное производство

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой. В 1867 г. Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.

В настоящее время основным методом промышленного производства хлора является электролиз хлоридов щелочных и щёлочноземельных металлов — в первую очередь водных растворов (более 90 % производства), некоторое количество — расплавов. Мировое производство хлора составляло в 1975 г. 25 млн тонн (БСЭ), в 1997 году — 44 млн тонн (данные Euro Chlor).

Электролитическое производство хлора сопряжено с производством едкого натра и едкого кали. В настоящее время большая часть такого производства использует процесс с ртутным катодом, далее, в порядке убывания доли — электролиз с диафрагменным разделением и мембранный процесс. Интересно, что в связи со снижением выпуска хлорсодержащих пестицидов промышленная потребность в хлоре снизилась, и сегодня потребность в щелочах не сбалансирована с объемом получаемого хлора.

Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

Производимый хлор в основном сразу используется в различных производствах, а так же после предварительной очистки и ожижения сохраняется в специальных «танках», или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску - болотный цвет, и выпускной вентиль таких баллонов изготавливается из стали. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором, в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Физические свойства

Xлор имеет tкип - 34,05 °С, tпл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид¬кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Те¬плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле¬нии 0,48 кдж/(кг*К) [0,11 кал/(г*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl4, SiCl4, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо¬лекула хлора двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2+243 кдж  2Cl при 1000 К равна 2,07*10-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs2 3р5. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис¬ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв. Химически хлор очень активен, непосред¬ственно соединяется почти со всеми ме¬таллами (с некоторыми только в присут¬ствии влаги или при нагревании) и с не¬металлами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соеди¬нениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные ме¬таллы в присутствии следов влаги взаи¬модействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с су¬хим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмо¬сфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изго¬товления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в ат¬мосфере хлора, образуя РСl3, а при даль¬нейшем хлорировании - РСl5; сера с хлором при нагревании дает S2Сl2, SСl2 и другие SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с обра¬зованием хлористого водорода (это цеп¬ная реакция). Максимальная температура водородно-хлор¬ного пламени 2200 °С. Смеси хлора с во¬дородом, содержащие от 5,8 до 88,3% Н2, взрывоопасны. С кислородом хлор образует окислы: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хло¬риты, хлораты и перхлораты. Все кис¬лородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляю¬щимися веществами. Окислы хлора мало¬стойки и могут самопроизвольно взры¬ваться, гипохлориты при хранении мед¬ленно разлагаются, хлораты и перхло¬раты могут взрываться под влиянием инициаторов. Xлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Сl2 + Н2О  НСlО + НСl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NаОН + Сl2 = NаСlO + NаСl + Н2О, а при нагревании - хлораты. Хлориро¬ванием сухой гидроокиси кальция полу¬чают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании ограниченных соединений хлор либо замещает водород: R—Н + Сl2 = RСl + НСl, либо присоединяется по кратным связям:

С=С + Сl2  СlС—ССl

образуя различные хлорсодержащие органические сое¬динения. Xлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF3, СlF5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны со¬единения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3 и перхлорат фтора FСlO4.

Химические свойства

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 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 PCl3, а при дальнейшем хлорировании — PCl5; сера с хлором при нагревании даёт S2Cl2, SCl2 и др. SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором.Смесь хлора с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),

Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5 % H2, взрывоопасны. Недопустим контакт газообразного хлора с ацетиленом ввиду мгновенного воспламенения последнего. С кислородом хлор образует окислы: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, 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: Cl2 + H2O = HClO + HCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2 = NaCIO + NaCI + H2O, а при нагревании — хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.

При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании органических соединений хлора либо замещает водород: R-H + CI2 = RCl + HCI, либо присоединяется по кратным связям образуя различные хлорсодержащие органические соединения.

Хлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4.

Литература: Б.С.Э.

Применение

Элементарный хлор применяют для следующих целей:

• отбеливания различных материалов (это его применение, однако, постепенно сокращается),
• обеззараживания воды ("хлорирование"),
• как индикатор нейтрино в детекторах,
• для хлорирования руд (титановых, магниевых),
• для рафинирования металлов продувкой (например, продувка расплавленного золота),
• в производстве соляной кислоты по «огневому способу»,
• для производства хлорной извести,
• при получении бертолетовой соли и хлоридов металлов.

• Хлорная кислота применялась как мощный окислитель ракетного топлива.

Трехфтористый хлор и пятифтористый хлор применяются в качестве формы для применения и перевозки фтора в некриогенной форме и как мощнейшие окислители ракетного топлива. Хлорат фтора (перхлорилфторид) изредка применяется как мощный окислитель ракетного топлива.

Трехфтористый хлор дает с различными топливами удельный импульс и развивает температуру:

• гидрид бериллия (418 сек/4500 К),
• гидрид алюминия (367 сек/4693 К),
• пентаборан (368 сек/4543 К),
• водород (378 сек/3985 К),
• ацетилендинитрил (325 сек/3404 К),
• диметилгидразин (337 сек/3794 К),
• гидразин (345 сек/2969 К),
• бензины-керосины (315 сек/3541 К),
• гидрид лития (360 сек/4109 К).

См. также

Категория:Соединения хлора

Ссылки

• Хлор на Webelements
• Хлор в Популярной библиотеке химических элементов
• Euro Chlor
• Справка о состоянии «хлорной» отрасли химической промышленности России, Федеральная Aнтимонопольная Cлужба, 2004

См. также

• Хлорид второго основания Рейзе
• Хлорид золота
• Хлорид первого основания Рейзе
• Хлорная вода
• Хлорная известь