 |
 |
|
 |
|
|
ХЛОР |
| Большая советская энциклопедия (БЭС) |
(лат. Chlorum)
Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов (См. Галогены). При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м2 или 1 кгс/см2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный Х. 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; 3,1105 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как Изотопные индикаторы.
Историческая справка. Х. получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnO2. Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор — элемент и назвал его chlorine (от греч. chloros — жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Х.
Распространение в природ е. Х. встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Х. в земной коре (кларк) 1,710-2% по массе, в кислых изверженных породах — гранитах и др. 2,410-2, в основных и ультраосновных 510-3. Основную роль в истории Х. 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 (См. Хлориды природные)) 97, главный из них галит NaCI (см. Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: Сильвин KCl, Сильвинит (Na, K) CI, Карналлит KCIMgCl26H2O, Каинит KCIMgSO43H2O, бишофит MgCI26H2O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах HCl в верхние части земной коры.
Физические и химические свойства. Х. имеет tkип —34,05°С, tnл —101°С. Плотность газообразного Х. при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого Х. при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого Х. при — 102°C 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров Х. 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/(кгК) [0,11 кал/(г°С)]. Критические константы Х.: температура 144°C, давление 7,72 Мн/м2 (77,2 кгс/см2), плотность 573 г/л, удельный объём 1,74510-3 л/г. Растворимость (в г/л) Х. 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 NaCI 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Х. переменного состава ClnH2O (где n = 68); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Х. и воду. Х. хорошо растворяется в TiCl4, SiC14, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане C6H14 и четырёххлористом углероде CCl4). Молекула Х. двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2 + 243 кдж 2Cl при 1000 К равна 2,0710-40%, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2 3p5. В соответствии с этим Х. в соединениях проявляет степени окисления —1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 A, ионный радиус Cl- 1,82 A, сродство атома Х. к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.
Химически Х. 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. Х. вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Х. с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Х. с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Х. только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Х. в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Х. Фосфор воспламеняется в атмосфере Х., образуя PCl3, а при дальнейшем хлорировании — PCl5; сера с Х. при нагревании даёт S2Cl2, SCl2 и др. SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Х. Смесь Х. с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (См. Хлористый водород) (это цепная реакция),
Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C. Смеси Х. с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% H2, взрывоопасны.
С кислородом Х. образует окислы: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8 (см. Хлора окислы), а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты (См. Хлорноватистая кислота)), Хлориты, Хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы Х. малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.
Х. 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 (См. Хлорная известь).
При взаимодействии аммиака с Х. образуется трёххлористый азот (см. Хлориды азота). При хлорировании органических соединений Х. либо замещает водород: R—H + CI2 = RCl + HCI, либо присоединяется по кратным связям:
0167556752.tif
образуя различные хлорсодержащие органические соединения (см. Хлорирование).
Х. образует с др. галогенами Межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClP3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды Х.: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4.
Получение. Х. начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения Х. окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 вв. Х. получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90—95% Х. в мире. Небольшие количества Х. получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство Х. составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NaCI: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Х. 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 её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т Х. 1,125 т NaOH.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Х., даёт более дешёвый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки Х., с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый NaOH без использования ртути.
Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Х. перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Х. в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Х.: на производство хлорсодержащих органических соединений — 60—75%; неорганических соединений, содержащих Х., — 10—20%; на отбелку целлюлозы и тканей — 5—15%; на санитарные нужды и хлорирование воды — 2—6% от общей выработки.
Х. 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.
Х. в организме. Х. — один из биогенных элементов (См. Биогенные элементы), постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Х. в растениях (много Х. в галофитах (См. Галофиты)) — от тысячных долей процента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Х. (2—4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей Х. поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Х. хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Х. — основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене (См. Водно-солевой обмен), способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с др. процессами путём изменения в распределении Х. между кровью и др. тканями. Х. участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как Окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Х. положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Х. необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами (См. Хлоропласты). В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Х. не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Х.
М. Я. Школьник.
Отравления Х. возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Х. 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 Х. 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 Х. наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация Х. в воздухе производственных помещений 1 мг/м3. Производство Х., 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.
|
| Мультимедийная энциклопедия |
| Cl (chlorum),
химический элемент VII группы периодической системы элементов, член
семейства галогенов (F, Cl, Br, I, At). Газообразный хлор выделил К.Шееле
в 1774 по реакции соляной (хлороводородной) кислоты с пиролюзитом (MnO2),
но не установил, что этот газ - именно элемент хлор. В 1785 К.Бертолле
считал хлор кислородным соединением муриевого радикала, т.е., в
современных терминах, оксосоляной кислотой. В 1808 Ж.Гей-Люссак, проведя
синтез хлороводородной кислоты из 1 объема хлора и 1 объема водорода,
сделал вывод, что хлор не содержит кислорода, и тем самым открыл поле для
исследований Х.Дэви, который установил элементную природу хлора.
Распространенность в природе. В свободном виде хлор в природе не
встречается, но существует множество природных хлорсодержащих соединений.
Основным источником хлора является морская вода, содержащая хлорид натрия.
Наиболее важные минералы хлора - это галит (или каменная соль) NaCl и
хлораргирит AgCl.
Применение. Под давлением хлор превращается в жидкость, которую
широко используют как отбеливатель, в частности в текстильной и бумажной
промышленности, начиная с 1795. Хлор - слишком сильный окислитель для
отбеливания шелка и шерсти, но эффективен для отбеливания хлопка, льна и
древесной массы. Другое важное применение жидкого хлора - для очистки воды
- впервые предпринято в 1895 для целей городского водоснабжения Нью-Йорка.
Соединения хлора находят разнообразное применение. Хлороформ CHCl3 и
хлорэтил C2H5Cl являются анестетиками, трихлорэтаналь (или хлораль)
CCl3CHO применяют в медицине как наркотик, тетрахлорид углерода CCl4
используется для тушения огня, для сухой чистки, как и трихлорэтилен
С2HCl3. Три хлорпроизводных - фосген COCl2 (удушающий газ), иприт
(C2H4Cl)2S - кожнонарывная жидкость, хлорпикрин CCl3NO2 (слезоточивый газ)
- являются боевыми отравляющими веществами. Фреон CF2Cl2 используется как
хладагент в холодильной технике. Хлор применяют в производстве красок,
резин, синтетического каучука, углеводородов, взрывчатых веществ и в
химических синтезах. Хлор используют также для отбеливания губок и соломы.
Получение. Лабораторный метод получения хлора заключается в
медленном прикапывании концентрированной соляной кислоты HCl через
капельную воронку к KMnO4 или MnO2:
Жидкий хлор был получен М. Фарадеем в 1823 при нагревании гидрата хлора
Cl2*8H2O, помещенного в один конец трубки. В результате конденсации в
другом конце трубки, охлаждаемом смесью соли со льдом, собирался жидкий
хлор.
В промышленности хлор получают электролизом рассолов или расплавов NaCl в
электролизерах с отделенным асбестовой диафрагмой анодным пространством,
при этом хлор выделяется на аноде, а водород - на катоде.
Свойства. Хлор в нормальных условиях представляет собой желтовато-
зеленый газ с неприятным запахом, раздражающе действующий на слизистые
носа и горла.
СВОЙСТВА ХЛОРА
Атомный номер 17
Атомная масса 35,453
Изотопы
стабильные 35, 37
нестабильные 33, 34, 36, 38, 39
Температура плавления, ° С -100,98
Температура кипения, ° С -34,6
Температура критическая, ° С 144
Давление критическое, атм 76,1
Содержание в земной коре, % (масс.) 0,314
Степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +7
Хлор непосредственно реагирует со всеми химическими элементами, кроме C,
N, O и благородных газов, образуя хлориды. В смеси хлора с водородом на
свету реакция протекает очень быстро, а при интенсивном освещении и
отсутствии примесей возможен взрывной механизм реакции. Эта реакция,
которую независимо друг от друга изучали Дж. Драйпер и Р. Бунзен в 1848,
является одной из первых изученных фотохимических реакций. В среде хлора
прекрасно сгорает сурьма, а также натрий и медная фольга, нагретые до
красного каления. Хлор окисляет C, I, Br и S в их соединениях. При
пропускании Cl2 через раствор иода выделяется свободный иод. Смоченный
скипидаром хлопок вспыхивает в хлоре, образуя сажу и HCl. Хлор вступает в
реакции замещения с углеводородами, например, с CH4 образует хлорметан
CHCl3, дихлорметан CH2Cl2, трихлорметан (хлороформ) CHCl3 и тетрахлорметан
(тетрахлорид углерода) CCl4. Хлор вступает в реакции сочетания с другими
веществами, например, с CO на свету или при нагревании и образует фосген,
с гашеной известью - хлорную известь CaOCl (отбеливатель), а с водой -
гидрат хлора Cl2*8H2O.
Соединения хлора. Хлороводород (хлорид водорода) HCl в водном
растворе был получен И.Глаубером в 1648 при взаимодействии поваренной соли
и серной кислоты. Раствор HCl в воде называют хлороводородной или соляной
кислотой. Эта кислота встречается в источниках рек Южной Америки, которые
вытекают из вулканических районов Анд. Желудочный сок человека содержит
0,2-0,4% соляной кислоты.
Хлороводород получают синтезом из Cl2 и H2 под действием света или тепла.
HCl образуется также по реакции Cl2 c сероводородом или метаном и другими
углеводородами. Наиболее простой способ заключается в постепенном
добавлении серной кислоты к хлориду натрия (поваренной соли) при слабом
нагревании: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl. При использовании твердой соли и
более сильном нагревании образуется сульфат натрия: NaCl + NaHSO4 = Na2SO4
+ HCl.
HCl - резко пахнущий бесцветный газ, который можно конденсировать в
бесцветную жидкость, кипящую при -83,7° C и затвердевающую при -112° C.
Газ в 1,26 тяжелее воздуха, очень хорошо растворим в воде (442 объема на 1
объем воды при 20° С). Концентрированная соляная кислота содержит 37% HCl
(плотность 1,19 г/мл). 20,24%-ный раствор HCl имеет температуру кипения
110° С. Соляная кислота широко используется в лабораторной практике, для
обработки поверхности металлов перед пайкой, для травления их, в крашении,
ситценабивном деле, производстве клея, мыла, глюкозы и др. Смесь 3 объемов
конц. HCl и 1 объема конц. HNO3 известна в лабораторной практике под
названием царская водка; она растворяет золото и другие благородные
металлы.
Оксиды. Хлор образует оксиды Cl2O, ClO2 и Cl2O7. Все оксиды хлора
нестабильны, могут разлагаться со взрывом, являются сильными окислителями,
вызывают возгорание органических соединений, например бумаги, дерева и
сахара. Cl2O - желтовато-красный газ - образуется при пропускании Cl2 над
оксидом ртути при низкой температуре. При растворении его в воде
образуется хлорноватистая кислота HClO. ClO2 - темножелтый газ, в
промышленности его получают действием хлора на сухой хлорит натрия NaClO2.
ClO2 применяют в отбеливающих порошках, в производстве бумаги и текстиля.
Cl2O7 - бесцветная маслянистая жидкость, более стабильна, чем другие
оксиды, но при определенных условиях также может взрываться. Cl2O7
получают обезвоживанием HClO4 в присутствии P4O10.
Оксокислоты. Хлорноватистая кислота HClO слабая, ее соли
гипохлориты являются окислителями и применяются для дезинфекции и для
отбеливания. Раствор Дакина, содержащий гипохлорит натрия, применяли для
обработки открытых ран во время Первой мировой войны.
Хлористую кислоту HClO2 получают по реакции хлорита бария с серной
кислотой. Кислота стабильна только в очень разбавленных растворах, а в
безводном состоянии не получена.
Хлорноватая кислота HClO3 максимальной концентрации 40 % получается при
разложении гипохлорита или по реакции хлората бария с разбавленной серной
кислотой, при концентрации выше 40% кислота разлагается. Сама кислота и ее
соли хлораты - сильные окислители. При нагревании KClO3 (бертоллетова
соль) разлагается с выделением кислорода. Поэтому соль используют для
изготовления спичек, сигнальных огней и в фейерверках.
Хлорную кислоту HClO4 получают осторожной перегонкой смеси ее натриевой
соли (перхлората натрия) с конц. HCl при пониженном давлении, так как
кислота кипит при 16° С (18 мм рт.ст.). Эта реакция взрывоопасна. Чистая
хлорная кислота - летучая бесцветная жидкость, является сильнейшим
окислителем, в ее концентрированных растворах возгораются бумага и дерево.
Cl2O7 является ангидридом этой кислоты, а ее соли (перхлораты) - наиболее
устойчивые из солей кислородных кислот хлора. Хлорная кислота находит
применение в аналитической химии как окислитель, а смесь перхлората бария
и перхлората магния - как осушитель. Перхлораты используют также в
производстве спичек и взрывчатых веществ.
См. также
<<ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ>>;
<<ХОЛОДИЛЬНАЯ ТЕХНИКА>>;
<<ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ>>.
ЛИТЕРАТУРА
Фурман А.А. Неорганические хлориды. М., 1980
Фрумина Н.С. и др. Хлор. М., 1983 |
| Медицинская энциклопедия |
(Chlorum, Cl; от греч. chloros зеленовато-желтый, бледно-зеленый)
химический элемент подгруппы галогенов VII группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; газ желто зеленого цвета с резким запахом: токсичен; используется, например, для обеззараживания воды. |
| Орфографический словарь Лопатина |
| хлор, хлор, -а |
| Словарь Даля |
| муж., ·*греч. одно из химических начал, основ, в поваренной соли. Хлоральгидрат, получается при действии хлора на безводный спирт, кристаллизованное вешество; употр. как усыпляющее средство (Наумов). Хлоровый газ. Хлорные соли. - кислота, высшая, четвертая степень окисленья. Хлористая кислота, вторая степень; хлорноватая, первая. Хлороводородный и хлористоводородный, состоящий из хлора и водорода. Хлорит, зеленоватое ископаемое, частью похожее на слюду. Хлоритовый сланец. Хлорофан муж. ископаемое, видоизмененье плавика. Хлороформ, жидкость, добываемая действием хлориновой извести на спирту (Наумов). |
| Словарь Ожегова |
ХЛОР, -а, муж. Химический элемент, газ жёлто-зелёного цвета с резким запахом.
прил. хлористый, -ая, -ое и хлорный, -ая, -ое. Хлористый кальций. Хлористый аммоний. Хлорная известь (зернистый белый порошок, употр. в технике и санитарии). |
| Словарь Ушакова |
| ХЛОР, хлора, мн. нет, ·муж. (от ·греч. chloros - зеленый) (·хим. ). Химический элемент, удушливый газ, употр. в технике, в санитарии как обеззараживающее и в военном деле как отравляющее вещество. |
| Толковый словарь Ефремовой |
м.
Химический элемент, удушливый газ, употребляющийся в технике, санитарии и т.п. как отравляющее или обеззараживающее средство. |
| Имя собственное в русской поэзии 20 в |
| (имя героя из написанной Екатериной II для внука (будущего Александра I) "Сказки о царевиче Хлоре", взятое Г. Р. Державиным для образа Александра I в оде "Фелица") К царевичу младому Хлору И - Господи благослови! - Как мы в высоких голенищах За хлороформом в гору шли. Цит. ОМ932,35 (187.1) |
| Научнотехнический Энциклопедический Словарь |
ХЛОР (символ С1), широко распространенный неметаллический элемент, один из ГАЛОГЕНОВ (элементы седьмой группы периодической таблицы), впервые открытый в 1774 г. Он входит в состав поваренной соли (NaCl). Хлор представляет собой зеленовато-желтый ядовитый газ, который добывают путем электролиза из рассола (соленой воды). Его широко применяют для хлорирования, - метода дезинфекции воды в водопроводах и плавательных бассейнах. Хлор применяют также для отбеливания бумажной массы, в производстве пластмасс, хлороформа, пестицидов и других соединений. Он легко вступает в реакции и образует соли почти со всеми металлами. Свойства: атомный номер 17, атомная масса 35,453; температура плавления -101,1 °С, температура кипения -34,6 °С. Наиболее распространенный изотоп 35Сl (75,53%).
Хлор — это элемент ряда галогенов. Его используюг как отбеливатель и дезинфицирующее средство. Хлор производят в промышленных масштабах путем электролиза рассола; этот процесс описывается уравнением 2NaCI + 2H20 = CI2 + 2NaOH + H2. На рисунке показана перегородчатая камера, используемая в одном из методов получения хлора. 1 — подача рассола (соляною раствора) 2 — хлор, образующийся на графитных анодах, в виде пузырьков поднимается вверх по резервуару 3—графитный анод 4—трубопровод, подсоединенный к камере, служит для сбора выделяющегося хлора; трубы снабжены резиновым покрытием для предупреждения коррозии 5 — газообразный водород и гидроксид натрия, образовавшиеся внутри экранированных железом катодных карманов 6—отверстие для вывода гидроксида натрия, образовавшегося внутри камеры 7 — отвод газообразного водорода из камеры 8 — бетонный корпус камеры с перегородками (камера Хукора) |
|
|
|
 |
Если вы желаете блеснуть знаниями в беседе или привести аргумент в споре, то можете использовать ссылку:
будет выглядеть так: ХЛОР
будет выглядеть так: Что такое ХЛОР
|
|
|
|
|
|
 |
|
 |
|
|
