Хлор

Содержание
  1. ХЛОР
  2. История получения
  3. Хлор в природе
  4. Получение хлора
  5. Свойства хлора
  6. Хлор как отравляющий газ
  7. Применение хлора
  8. Хлор
  9. Распространение в природе
  10. Физические и физико-химические свойства
  11. Растворимость
  12. Строение электронной оболочки
  13. Взаимодействие с металлами
  14. Взаимодействие с неметаллами
  15. Другие свойства
  16. Окислительные свойства хлора
  17. Реакции с органическими веществами
  18. Промышленные методы
  19. Диафрагменный метод с твердым катодом
  20. Ртутный метод с жидким катодом
  21. Лабораторные методы
  22. Хранение хлора
  23. Стандарты качества хлора
  24. Применение
  25. Биологическая роль хлора
  26. Особенности работы и меры предосторожности
  27. Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор
  28. Хлор: история открытия, использование и несколько интересных фактов
  29. История открытия хлора
  30. Распространение в природе
  31. Физические и физико-химические свойства
  32. Растворимость
  33. Строение электронной оболочки
  34. Взаимодействие с металлами
  35. Взаимодействие с неметаллами
  36. Другие свойства
  37. Окислительные свойства хлора
  38. Реакции с органическими веществами
  39. Промышленные методы
  40. Диафрагменный метод с твёрдым катодом
  41. Мембранный метод с твёрдым катодом
  42. Ртутный метод с жидким катодом
  43. Лабораторные методы
  44. Хранение хлора
  45. Стандарты качества хлора
  46. Применение
  47. Биологическая роль
  48. Особенности работы и меры предосторожности

ХЛОР

Хлор
статьи

ХЛОР, химический элемент VII группы периодической системы, относится к галогенам. Атомный номер 17, относительная атомная масса 35,453. Природный хлор состоит из смеси двух изотопов – хлора-35 (75,77%) и хлора-37 (24,23%).

История получения

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: MnO2 + 4HCl ® Cl2 + MnCl2 + 2H2O.

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.

В 1826 шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус, уточнив полученные им же ранее данные, определил для хлора атомную массу 35,41, которая отличается от современной лишь на 0,1%! Это поразительный результат, если учесть качество оборудования, с которым работал знаменитый химик.

Основной инструмент для определения атомных масс – весы. Когда-то каждый экземпляр точных аналитических весов изготовлялся мастером вручную, и стоили хорошие весы очень дорого. Поэтому лишь немногие очень богатые химики могли похвастаться такими весами.

Сам Берцелиус имел в молодые годы плохо оборудованную лабораторию с довольно грубыми весами, поэтому для получения надежных результатов он был вынужден повторять один и тот же анализ по 20–30 раз! В течение 10 лет Берцелиус опубликовал результаты анализа 2000 соединений, образованных 43 элементами, и труд, затраченный им на эту колоссальную работу, превосходит всякое воображение. Спустя почти столетие другой знаменитый химик, один из первых лауреатов Нобелевской премии по химии Вильгельм Оствальд, увидев в музее оборудование, с которым работал Берцелиус, сказал: «Мне стало совершенно ясно, как мало зависит от прибора и как много от человека, который перед ним сидит».

Хлор в природе

Хлора в земное коре не очень много – всего 0,017%, причем в свободном состоянии он встречается лишь в небольших количествах в вулканических газах. В списке самых распространенных элементов хлор находится в конце второго десятка.

Хлора меньше, чем даже ванадия и циркония (но больше, чем хрома, никеля, цинка, меди и азота). При этом хлор очень сильно распылен: небольшие количества этого элемента входят в состав множества различных минералов и горных пород.

Очень высокая химическая активность хлора приводит к тому, что в природе он встречается, как правило, в виде соединений, в сочетании с натрием, калием, магнием, кальцием.

Хлор образует около ста минералов; главным образом это хлориды легких металлов – щелочных и щелочноземельных. Самый распространенный среди них – галит NaCl. Реже встречаются хлориды калия, кальция, магния.

Из них наиболее распространены бишофит MgCl2·6H2O, карналлит KCl·MgCl2·6H2O, сильвин KCl, сильвинит NaCl·KCl, каинит KCl·MgSO4·3H2O, тахигидрит CaCl2·2MgCl2·12H2O. В виде таких соединений хлор содержится в соляных пластах, образовавшихся при высыхании древних морей.

Особенно мощные залежи образует галит и калийные соли; их запасы оцениваются гигантским числом – более 10 триллионов тонн!

Очень много хлора содержится в морской воде – в среднем 1,9%. Происходит это потому, что хлор вымываемый из пород, нигде не может задержаться (почти все хлориды металлов растворимы) и выносится реками в моря и океаны. Но не следует думать, что попавший в морскую воду хлор уже не может вернуться на материки.

В обратной миграции хлора большую роль играет ветер, уносящий соленую пыль с поверхности океанов, морей и соленых озер. Так хлор участвует в круговороте веществ. Но в засушливых и пустынных районах в результате интенсивного испарения воды концентрация хлора в грунтовых водах сильно повышается. Так образуются солончаки, особенно в низинах.

Из различных источников ежегодно в мире добывают сотни миллионов тонн хлора.

Растворы хлоридов – обязательная составная часть живых организмов. хлора в теле человека 0,25%, в плазме крови – 0,35%. В теле взрослого человека содержится более 200 г хлорида натрия, из которых 45 г растворено в крови.

В продуктах питания и природной воде часто недостаточно хлора для нормального развития человека, поэтому с древних времен люди подсаливают пищу. Вводят хлор и в подкормку животных.

Растения же, в отличие от животных, никогда не испытывают дефицита хлора.

Получение хлора

Метод Шееле в настоящее время используют редко – разве только во время лекционных демонстраций.

В лабораториях для получения хлора используют более сильный окислитель – перманганат калия, который окисляет соляную кислоту уже при комнатной температуре: 2KMnO4 + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2.

Этот способ был предложен немецким химиком Карлом Гребе. Аналогично идет реакция и с дихроматом калия:

K2Cr2O7 + 14HCl ® 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O. Хлор выделяется также при действии соляной кислоты на хлорную известь: Ca(OCl)Cl + 2HCl ® CaCl2 + Cl2 + H2O.

Можно окислить соляную кислоту до свободного хлора и концентрированным раствором пероксида водорода – пергидролем (реакция лучше идет на ярком свету).

В 1867 английский технолог Генри Дикон разработал непрерывный способ получения хлора путем каталитического окисления хлороводорода кислородом воздуха над медным катализатором (диконовский процесс): 4HCl + O2® 2Cl2 + 2H2O. Сейчас этот метод имеет лишь историческое значение.

После того, как Алессандро Вольта создал в 1799 первый химический источник постоянного тока (вольтов столб), многие ученые начали изучать действие этого источника на различные вещества. Оказалось, что при пропускании тока через раствор поваренной соли можно получить хлор и гидроксид натрия.

Однако промышленное значение этот метод приобрел только после 1872, когда для производства дешевой электроэнергии начали использовать изобретенные бельгийским мастером З.Т.Граммом динамо-машины. В настоящее время практически весь хлор получают электролизом водных растворов хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O ® Cl2 + 2NaOH + H2.

При этом хлор выделяется на аноде, тогда как на катоде также образуются ценные вещества – водород и гидроксид натрия. Путем повышения давления хлор сжижают и заливают в стальные баллоны, где он хранится под давлением около 6 атм.

Чтобы выделяющийся при электролизе хлор не разрушал аноды, их делают из титановых сплавов и покрывают оксидами титана и рутения. Производство это энергоемкое – на тонну хлора расходуется в среднем 3000 кВт-ч электроэнергии.

В развитых странах на производство хлора затрачивается около 2% всей вырабатываемой электроэнергии! Но одновременно получают и другие ценные продукты – едкий натр и водород. Получают свободный хлор в огромных количествах. Так, к началу 21 в. только в США его ежегодно производили в количестве более 11 млн. тонн!

Свойства хлора

Хлор – тяжелый (в 2,5 раза тяжелее воздуха) желто-зеленый газ. Молекулы Cl2 легко диссоциируют на атомы при поглощении кванта света, а также при высокой температуре. При 730° С степень диссоциации составляет около 0,02%, а при 1730° С – уже почти 35%.

При невысоких давлениях хлор близок к идеальным газам: 1 моль хлора при нормальных условиях занимает объем 22,06 л. При охлаждении до –34° С хлор сжижается, а при –101° С он затвердевает.

Температуру сжижения газообразного хлора легко повысить, если увеличить давление; так при давлении 5 атм хлор кипит уже при +10,3° С.

Хлор неплохо растворяется в воде: при 10° С в 1 л воды растворяется 3,15 л хлора, при 20° С – 2,3 л. Образующийся раствор обычно называют хлорной водой. Если насытить хлором при атмосферном давлении холодную (ниже 9,6° С) воду, из раствора выделяются желтоватые кристаллы состава Cl2·6H2O.

Такие же кристаллы гидрата хлора образуются при охлаждении влажного газообразного хлора. Нагревая гидрат хлора в одном колене запаянной изогнутой трубки и охлаждая второе колено льдом, Фарадей в 1823 получил жидкий хлор.

Хлор хорошо растворяется во многих органических растворителях; так, в 100 г холодного бензола растворяется около 35 г хлора.

Химически хлор очень активен. Он реагирует почти со всеми веществами, даже с платиной (при температурах выше 560° С). А в хлорной воде растворяется и золото.

В 1869 профессор химии в Эдинбурге Джемс Альфред Уанклин заметил, что хорошо высушенный хлор не действует на железо и некоторые другие металлы. В результате появилось возможность хранить безводный жидкий хлор в стальных баллонах.

Промышленное производство жидкого хлора было налажено в 1888 немецкой фирмой БАСФ.

Высокую химическую активность хлора используют для демонстрации эффектных лекционных опытов. Так, при высыпании в колбу с хлором тонкого порошка металлической сурьмы он вспыхивает на лету красивыми белыми искорками, одновременно образуется белый дым SbCl3.

Если в сосуд с хлором внести тонкую оловянную фольгу, она также самовоспламеняется, а на дно падает «огненный дождь»; в этой реакции образуются капли тяжелой дымящейся жидкости – SnCl4. Нагретые железные стружки горят в хлоре красноватым пламенем с образованием рыжего дыма FeCl3. Красный фосфор, внесенный в хлор, горит слабым зеленоватым пламенем.

Очень энергично реагирует с хлор с рядом органических соединений. Так, если в цилиндр с хлором бросить комок ваты, смоченной скипидаром, он сразу же загорается, а из цилиндра вырывается пламя и облако сажи. Эффектно горит желтым пламенем в хлоре натрий, образуя на стенках сосуда белый налет соли. Этот опыт в молодости провел будущий академик, лауреат Нобелевской премии по химии Н.Н.Семенов.

Собрав со стенок сосуда белый налет, он посыпал им кусок черного хлеба и смело съел; химия не подвела: из ядовитого газа и щелочного металла действительно получилась поваренная соль!

Хлор активно и с выделением значительного количества тепла реагирует с водородом:

Cl2 + H2® 2HCl + 184 кДж. Реакция идет по цепному механизму, и если скорость ее инициирования велика (сильное освещение ультрафиолетовым или сине-фиолетовым светом, нагрев до высокой температуры), смесь газов (если хлора в ней содержится более 11,5 и менее 95%) взрывается (см. также ЦЕПНЫЕ РЕАКЦИИ).

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: Cl2 + H2O 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: Cl2O – желто-оранжевый газ, ClO2 – желтый газ (ниже 9,7о С – яркокрасная жидкость), перхлорат хлора Cl2O4 (ClO–ClO3, светло-желтая жидкость), Cl2O6 (O2Cl–O–ClO3, ярко-красная жидкость), Cl2O7 – бесцветная очень взрывчатая жидкость.

При низких температурах получены нестабильные оксиды Cl2O3 и ClO3. Оксид ClO2 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, ClF3, ClF5, BrCl, ICl, ICl3.

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: 2K4[Fe(CN)6] + Cl2® K3[Fe(CN)6] + 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), HClO2 – хлористая (соли – хлориты), HClO3 – хлорноватая (соли – хлораты), HClO4 – хлорная (соли – перхлораты).

В чистом виде из кислородных кислот устойчива только хлорная.

Из солей кислородных кислот практическое применение имеют гипохлориты, хлорит натрия NaClO2 – 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 + Cl2® 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

СН3СООН + Cl2® CH2ClCOOH + HCl. При избытке хлора образуется трихлоруксусная кислота ССl3СООН. 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(CH3COO)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.

Либиху шутка понравилась, и он опубликовал ее (на французском языке) от имени Ш.Виндлера всего через несколько страниц после статьи Дюма. Намек получился очень прозрачным. Тем не менее прав оказался все же Дюма.

Реакция хлора с органическими соединениями приводит к образованию множества хлорорганических продуктов, среди которых – широко применяющиеся растворители метиленхлорид CH2Cl2, хлороформ CHCl3, четыреххлористый углерод CCl4, трихлорэтилен CHCl=CCl2, тетрахлорэтилен C2Cl4. 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 COCl2). 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:

Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O ® 2H2SO4 + 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. См. также ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ.

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

Источник: https://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/HLOR.html

Хлор

Хлор

ХлорСвойства атомаХимические свойстваТермодинамические свойства простого веществаКристаллическая решётка простого вещества
Атомный номер 17
Внешний вид простого вещества Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит.
Атомная масса (молярная масса) 35,4527 а.е.м.(г/моль)
Радиус атома 100 пм
Энергия ионизации (первый электрон) 1254.9(13.01)  кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5
Ковалентный радиус 99 пм
Радиус иона (+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность (по Полингу) 3.16
Электродный потенциал 0
Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Плотность (при −33.6 °C)1,56 г/см³
Молярная теплоёмкость 21.838 Дж/(K·моль)
Теплопроводность 0.009 Вт/(м·K)
Температура плавления 172.2 K
Теплота плавления 6.41 кДж/моль
Температура кипения 238.6 K
Теплота испарения 20.41 кДж/моль
Молярный объём 18.7 см³/моль
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Отношение c/a
Температура Дебая n/a K
CI17
35,4527
[Ne]3s23p5
Хлор

Хлор (χλωρός — 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).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

Схема атома хлора

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 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 35Cl и 37Cl. 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 MgCl2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, 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.

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.

Изотоп Относительная масса, а.е.м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин
35Cl 34.968852721 Стабилен  — 3/2
36Cl 35.9683069 301000 лет β-распад в 36Ar 0
37Cl 36.96590262 Стабилен  — 3/2
38Cl 37.9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2
39Cl 38.968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2
40Cl 39.97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2
41Cl 40.9707 34 c β-распад в 41Ar
42Cl 41.9732 46,8 c β-распад в 42Ar
43Cl 42.9742 3,3 c β-распад в 43Ar

Физические и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Некоторые физические свойства хлора

Свойство Значение
Температура кипения −34 °C
Температура плавления −101 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы) ~1400°С
Плотность (газ, н.у.) 3,214 г/л
Сродство к электрону атома 3,65 эВ
Первая энергия ионизации 12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ) 34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура 144 °C
Критическое давление 76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) 0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления 6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения 20,41 (кДж/моль)

При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К 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 P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.

Растворимость

Растворитель Растворимость г/100 г
Бензол Растворим
Вода (0 °C) 1,48
Вода (20 °C) 0,96
Вода (25 °C) 0,65
Вода (40 °C) 0,46
Вода (60 °C) 0,38
Вода (80 °C) 0,22
Тетрахлорметан (0 °C) 31,4
Тетрахлорметан (19 °C) 17,61
Тетрахлорметан (40 °C) 11
Хлороформ Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4 Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07*10-4%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

В реестре CAS — номер 7782-50-5.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p6 3S² 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:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

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

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. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl2 + H2 → 2HCl 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 фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl2 + 3F2 (изб.) → 2ClF3

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

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl2 + H2S → 2HCl + S

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):

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O2 → 2H2O + 2Cl2

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H2О → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH Анод: 2Cl- — 2е- → Cl20↑ Катод: 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH-

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H2↑

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства).

В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твердым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом.

В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород.

При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твердым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель.

Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия.

В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет.

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.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93 Высший сорт Первый сортОбъемная доля хлора, не менее, % Массовая доля воды, не более, % Массовая доля треххлористого азота, не более, % Массовая доля нелетучего остатка, не более, %
99,8 99,6
0,01 0,04
0,002 0,004
0,015 0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

  • В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
  • Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
  • Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.
  • Использовался как боевое отравляющее вещество, а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
  • Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные трубы.
  • В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
  • В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
  • В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
  • Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль хлора

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена.

Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах.

Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике.

Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na+/K+ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве.

Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO3- (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора.

NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований.

Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. 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.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.

Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния.

Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции.

Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света.

В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора).

Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, 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 Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Дополнительная информация

Производство хлора в России

Хлорид золота

Хлорная вода

Хлорная известь

Хлорид первого основания Рейзе

Хлорид второго основания Рейзе

Соединения хлора

Гипохлориты

Перхлораты

Хлорангидриды

Хлораты

Хлориды

Хлорорганические соединения

— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.

Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор

Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора

  • оксид
  • раствор
  • кислоты
  • соединения
  • свойства
  • определение
  • диоксид
  • атом
  • формула
  • масса
  • активный
  • жидкий
  • вещество
  • применение
  • действие
  • степень окисления
  • соли
  • гидроксид

Источник: http://himsnab-spb.ru/article/ps/cl

Хлор: история открытия, использование и несколько интересных фактов

Хлор

В периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева хлор находится в 3 периоде, VII группе, главной (А) подгруппе. Из уроков химии мы знаем, что в эту группу входят элементы с самой высокой окислительной активностью.

В электронном облаке хлора находится 17 электронов и до завершения внешнего электронного уровня ему нахватает лишь одного электрона. Любыми способами он пытается отнять его у других элементов, чем и объясняется его высокая химическая активность.

Вот что знают о хлоре большинство учеников среднестатистических школ. Однако, данный элемент куда интереснее.

Начнем с истории открытия хлора, но прежде чем перейти к ней позвольте напомнить, что одно из важнейших соединений хлора – хлороводород, было получено Джозефом Пристли в 1772 г. Спустя всего пару лет после этого события (в 1774 г) шведский химик Карл Вильгельм Шееле получил хлор при взаимодействие пиролюзита с вышеупомянутой хлороводородной кислотой:

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

При этом, Шееле отметил схожесть запаха хлора с запахом царской водки (смесью концентрированных азотной и соляной кислот, взятых в соотношение 1:3) и способность вещества взаимодействовать с золотом (Au) и киноварью (HgS). Так же он обратил внимание на его отбеливающие свойства. Однако, он не догадался отнести хлор к простым веществам.

Спустя время, элементарную природу хлора доказал Гемфри Дэви, путем электролиза поваренной соли:

2NaCl = 2Na + Cl2

В 1811 г. Дэви предложил назвать данный элемент «хлорином». Но спустя всего год Ж. Гей-Люссак «сократил» его название до хлора. Кстати, в том же 1811 г. физик Иоган Швейгер предлагал для хлора название «галоген» (рождающий соли), но в итоге это название закрепилось за всеми элементами VII А группы.

В 1826 г. атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиков Йенсом Якобом Берцелиусом. Она отличается от современных данных буквально на 0.1%. В настоящее время в школьных учебниках химии, под хлором указывается масса 35.453.

При нормальных условиях, хлор — токсичный удушливый газ, который при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани и удушье. Не удивительно, что он стал одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну.

Так, 22 апреля 1915 года немецкая армия распылила 168 тонн хлора около бельгийского города Ипр. Атака началась в 17:00, когда подул слабый восточный ветер. Газ стал двигаться в сторону французских позиций в виде облаков желтовато-зелёного цвета.

Надо заметить, что немецкая пехота также пострадала от газов и, не имея достаточного подкрепления, не смогла использовать полученное преимущество до прихода британско-канадских сил.

Антанта сразу заявила о том, что Германия нарушила принципы международного права, однако Берлин парировал это заявление тем, что Гаагская конвенция запрещала лишь применение химических снарядов, но не газов.

Отрывок, демонстрирующий разрушительный потенциал хлора во всех красках: “Вся зелень в крепости и в ближайшем районе по пути движения газов была уничтожена, листья на деревьях пожелтели, свернулись и опали, трава почернела и легла на землю, лепестки цветов облетели.

Все медные предметы на плацдарме крепости — части орудий и снарядов, умывальники, баки и прочее — покрылись толстым зелёным слоем окиси хлора; предметы продовольствия, хранящиеся без герметической укупорки — мясо, масло, сало, овощи, оказались отравленными и непригодными для употребления.”С.А.

Хмельков «Борьба за Осовец»

Интересно, что во Второй мировой войне, несмотря на то, что обе противоборствующие стороны обладали большими запасами отравляющих газов, в боевых действиях они не использовались.

Сейчас, во многих городах водоочистные системы применяют хлор для уничтожения бактерий, путем хлорирования воды. При этом в среднем на один миллион частей воды используют четыре-пять частей хлора. Это количество безвредно для человека, однако иногда после этого вода может иметь привкус хлора.

Для хлорирования воды на водопроводных очистных станциях используется жидкий хлор. При введении хлора в воду образуются хлорноватистая и соляная кислоты:

Cl2 + Н2О = НСlO + НСl

Далее происходит диссоциация образовавшейся хлорноватистой кислоты:

НСlO = Н(+) + СlO(-)

Получающиеся в результате диссоциации хлорноватистой кислоты гипохлоритные ионы СlO(-) обладают наряду с недиссоциированными молекулами хлорноватистой кислоты бактерицидным свойством.

Сумму Сl2, НСlO, СlO(-) называют свободным активным хлором.

Количество активного хлора, необходимого для обеззараживания воды, должно определяться не по количеству болезнетворных бактерий, а по всему количеству органических веществ и микроорганизмов (а также и неорганических веществ, способных к окислению), которые могут находиться в хлорируемой воде.

Еще несколько интересных фактов, о хлоре:

– На долю хлора приходится 0.025% от общего числа атомов земной коры.

– Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг. В сутки.

– Очень много получаемого на производстве хлора уходит на изготовление отбеливающих средств. Особенно широко хлор применяется при отбеливание бумаги.

– Хлор входит в состав многих гербицидов (веществ, для уничтожения сорных растений) и дезинфицирующих средств, так как он хорошо уничтожает микробы.

– Жидкий хлор является одним из самых сильных изоляторов электричества. Он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода.

Превратить хлор в жидкость можно с помощью охлаждения и высокого давления.

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5c9f7825111e6e00b2e6ec6f/5d6221e03d008800ad62edf7

История открытия хлора

Впервые газообразный безводный хлороводород собрал Дж. Присли в 1772г. (над жидкой ртутью). Впервые хлор был получен в 1774 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 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 35Cl и 37Cl. 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 MgCl2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О.

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[3]). 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 и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Некоторые физические свойства хлора

Свойство

Значение

Цвет (газ)Жёлто-зелёный
Температура кипения−34 °C
Температура плавления−100 °C
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
~1400 °C
Плотность (газ, н.у.)3,214 г/л
Сродство к электрону атома3,65 эВ
Первая энергия ионизации12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ)34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура144 °C
Критическое давление76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ)0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х1150 (кДж/моль)
Энергия ионизациии1255 (кДж/моль)
Энергия сродства к электрону349 (кДж/моль)
Атомный радиус0,073 (нм)
Электроотрицательность по Полингу3,20
Электроотрицательность по Оллреду-Рохову2,83
Устойчивые степени окисления-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

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 P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å .

Растворимость

РастворительРастворимость г/100 г
БензолРастворим
Вода[8] (0 °C)1,48
Вода (20 °C)0,96
Вода (25 °C)0,65
Вода (40 °C)0,46
Вода (60 °C)0,38
Вода (80 °C)0,22
Тетрахлорметан (0 °C)31,4
Тетрахлорметан (19 °C)17,61
Тетрахлорметан (40 °C)11
ХлороформХорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07×10−4%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 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:

ВалентностьВозможные
степени окисленияЭлектронное состояние
валентного уровняПример соединений
I+1, −13s2 3p5NaCl, NaClO
III+33s2 3p4 3d1NaClO2
V+53s2 3p3 3d2KClO3
VII+73s1 3p3 3d3KClO4

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl2 + 2Na → 2NaCl3Cl2 + 2Sb → 2SbCl33Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

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. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl2 + H2 → 2HCl5Cl2 + 2P → 2PCl52S + 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 фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl2 + 3F2 (изб.) → 2ClF3

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HClCl2 + 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 + HClO3Cl2 + 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

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl2 + H2S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H5Cl + 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):

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O2 → 2H2O + 2Cl2

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H2О → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOHАнод: 2Cl− — 2е− → Cl20↑Катод: 2H2O + 2e− → H2↑ + 2OH−

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H2↑

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства).

В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твёрдым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом.

В анодное пространство диафрагменного электролизёра непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород.

При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

 

Мембранный метод с твёрдым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель.

Катодом электролизёра служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия.

В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

 

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2OK2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет.

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.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93Высший сортПервый сортОбъемная доля хлора, не менее, %Массовая доля воды, не более, %Массовая доля треххлористого азота, не более, %Массовая доля нелетучего остатка, не более, %
99,899,6
0,010,04
0,0020,004
0,0150,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

  • В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
  • Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
  • Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.
  • Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
  • Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.
  • В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
  • В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
  • В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
  • Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения черезмембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена.

Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. Вжелудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах.

Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике.

Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na+/K+ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве.

Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO3− (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора.

NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий.

В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора.

 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.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.

Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния.

Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции.

Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредствомлистопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора).

Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, 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 растворомсульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Источник: https://tgko.ru/spravka/gaz/hlor

Book for ucheba
Добавить комментарий