На заході Фландрії лежить крихітне містечко. Проте його назва відома всьому світу і довго ще зберігатиметься в пам'яті людства як символ одного з найбільших злочинів проти людства. Це містечко Іпр. Кресі (у битві при Кресі 1346 р. англійськими військами вперше в Європі застосовано вогнепальну зброю.) Іпр Хіросіма віхи на шляху перетворення війни в гігантську машину знищення.
На початку 1915 р. на лінії західного фронту утворився так званий Іпрський виступ. Союзні англо-французькі війська на північний схід від Іпру вклинилися на територію, зайняту німецькою армією. Німецьке командування вирішило завдати контрудару та вирівняти лінію фронту. Вранці 22 квітня, коли дув рівний норд-ост, німці розпочали незвичайну підготовку до наступу, вони провели першу в історії війн газову атаку. На іпрській ділянці фронту було одночасно відкрито 6000 балонів хлору. Протягом п'яти хвилин утворилася величезна, вагою 180 т, отруйна жовто-зелена хмара, яка повільно рухалася до окопів противника.
Цього ніхто не очікував. Війська французів і англійців готувалися до атаки, до артилерійського обстрілу, солдати надійно окопалися, але перед згубною хмарою вони були абсолютно беззбройними. Смертоносний газ проникав у всі щілини, на всі укриття. Результати першої хімічної атаки (і першого порушення Гаазької конвенції 1907 р. про незастосування отруйних речовин!) були приголомшливими хлор вразив близько 15 тисяч осіб, причому приблизно 5 тисяч насмерть. І все це заради того, щоб вирівняти лінію фронту довжиною в 6 км! Через два місяці німці здійснили хлорну атаку і на східному фронті. А за два роки Іпр примножив свою сумну популярність. Під час важкої битви 12 липня 1917 р. в районі цього міста була вперше застосована отруйна речовина, названа згодом іпритом. Іприт - це похідне хлору, дихлордіетилсульфід.
Про ці епізоди історії, пов'язані з одним маленьким містечком і одним хімічним елементом, ми нагадали для того, щоб показати, наскільки небезпечним може бути елемент №17 у руках войовничих божевільних. Це найпохмуріша сторінка історії хлору.
Але було б зовсім невірно бачити в хлорі тільки отруйну речовину та сировину для виробництва інших отруйних речовин.
Історія хлору
Історія елементарного хлору порівняно коротка, вона веде початок із 1774 р. Історія сполук хлору стара, як світ. Досить, що хлористий натрій - це кухонна сіль. І, мабуть, ще в доісторичні часи було помічено здатність солі консервувати м'ясо та рибу.
Найдавніші археологічні знахідки свідчення використання солі людиною відносяться приблизно до 3 ... 4 тисячоліття до н.е. А саме древній описвидобутку кам'яної солі зустрічається у творах грецького історика Геродота (V ст. до н.е.). Геродот описує видобуток кам'яної солі у Лівії. В оазі Сінах у центрі Лівійської пустелі знаходився знаменитий храм бога Аммона-Ра. Тому Лівія і називалася «Ammonia», і перша назва кам'яної солі була «sal ammoniacum». Пізніше, починаючи приблизно з XIII ст. н.е., ця назва закріпилася за хлористим амонієм.
У «Природній історії» Плінія Старшого описано метод відокремлення золота від неблагородних металів при прожарюванні із сіллю та глиною. А один із перших описів очищення хлористого натрію знаходимо в працях великого арабського лікаря та алхіміка Джабір ібн-Хайяна (у європейському написанні Гебер).
Цілком ймовірно, що алхіміки стикалися і з елементарним хлором, оскільки в країнах Сходу вже в ІХ, а в Європі в ХІІІ ст. була відома «царська горілка» - суміш соляної та азотної кислот. У випущеній 1668 р. книзі голландця Ван-Гельмонта «Hortus Medicinae» говориться, що з спільному нагріванні хлористого амонію та азотної кислоти виходить якийсь газ. Судячи з опису, цей газ дуже схожий на хлор.
Докладно хлор вперше описаний шведським хіміком Шееле у його трактаті про піролюзит. Нагріваючи мінерал піролюзит із соляною кислотою, Шееле помітив запах, характерний для царської горілки, зібрав і досліджував жовто-зелений газ, що породжував цей запах, і вивчив його взаємодію з деякими речовинами. Шееле першим виявив дію хлору на золото і кіновар (в останньому випадку утворюється сулема) і властивості хлору, що відбілюють.
Шееле не вважав знову відкритий газ простою речовиною та назвав його «дефлогістонованою соляною кислотою». Говорячи сучасною мовою, Шееле, а за ним та інші вчені того часу вважали, що новий газ - це оксид соляної кислоти.
Дещо пізніше Бертоле і Лавуазьє запропонували вважати цей газ оксидом якогось нового елемента «мурію». Протягом трьох із половиною десятиліть хіміки безуспішно намагалися виділити невідомий мурій.
Прибічником «окису мурію» був і Деві, який у 1807 р. розклав електричним струмомкухонну сіль на лужний метал натрій та жовто-зелений газ. Однак, через три роки, після багатьох безплідних спроб отримати мурій Деві дійшов висновку, що газ, відкритий Шееле, проста речовина, елемент, і назвав його chloric gas або chlorine (від грецького χλωροζ ¦ жовто-зелений). А ще через три роки Гей-Люссак дав новому елементу коротше ім'я хлор. Правда, ще в 1811 р. німецький хімік Швейгер запропонував для хлору іншу назву «галоген» (дослівно вона перекладається як солерод), але ця назва спочатку не прищепилася, а згодом стала спільною для цілої групи елементів, в яку входить і хлор.
«Особиста картка» хлору
На питання, що ж таке хлор, можна дати щонайменше десяток відповідей. По-перше, це галоген; по-друге, один із найсильніших окислювачів; по-третє, надзвичайно отруйний газ; по-четверте, найважливіший продукт основний хімічної промисловості; по-п'яте, сировина для виробництва пластмас та отрутохімікатів, каучуку та штучного волокна, барвників та медикаментів; по-шосте, речовина, за допомогою якої отримують титан і кремній, гліцерин і фторопласт; по-сьоме, засіб для очищення питної води та відбілювання тканин.
Цей перелік можна було б продовжити.
За звичайних умов елементарний хлор досить важкий жовто-зелений газ з різким характерним запахом. Атомна вага хлору 35,453, а молекулярна 70,906, тому що молекула хлору двоатомна. Один літр газоподібного хлору за нормальних умов (температура 0°C і тиск 760 мм ртутного стовпа) важить 3,214 г. При охолодженні до температури 34,05°C хлор конденсується в жовту рідину (щільністю 1,56 г/см 3), а при температурі 101,6°C твердне. При підвищеному тиску хлор можна перетворити на рідину і при вищих температурах аж до +144°C. Хлор добре розчиняється в дихлоретані і деяких інших органічних хлорвмісних розчинниках.
Елемент №17 дуже активний, він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи. Тому у природі він зустрічається лише у вигляді сполук. Найпоширеніші мінерали, що містять хлор, галіт NaCI, сильвініт KCl · NaCl, бішофіт MgCl 2 · 6H 2 O, карналіт KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніт KCl · МgSO 4 · 3Н 2 О. Це їх насамперед «вина (або «заслуга»), що вміст хлору в земній корі становить 0,20% за вагою. Для кольорової металургії дуже важливі деякі відносно рідкісні мінерали, що містять хлор, наприклад рогове срібло AgСl.
По електропровідності рідкий хлор займає місце серед найсильніших ізоляторів: він проводить струм майже в мільярд разів гірше, ніж дистильована вода, і в 10 22 разів гірше за срібло.
Швидкість звуку в хлорі приблизно в півтора рази менша, ніж у повітрі.
І насамкінець - про ізотопи хлору.
Зараз відомі дев'ять ізотопів цього елемента, але в природі зустрічаються лише два хлор-35 і хлор-37. Першого приблизно втричі більше, ніж другого.
Інші сім ізотопів отримані штучно. Найкоротший з них 32 Cl має період напіврозпаду 0,306 секунди, а самий довгоживучий 36 Cl 310 тис. років.
Як отримують хлор
Перше, на що звертаєш увагу, потрапивши на хлорний завод, це численні лінії електропередачі. Хлорне виробництво споживає багато електроенергії - вона потрібна для того, щоб розкласти природні сполуки хлору.
Природно, що основна хлорна сировина - це кам'яна сіль. Якщо хлорний завод розташований поблизу річки, то сіль завозять не по залізниці, а на баржах так економічніше. Сіль продукт недорогий, а витрачається її багато: щоб отримати тонну хлору, потрібно приблизно 1,7 ... 1,8 т солі.
Сіль надходить на склади. Тут зберігаються три ? шестимісячні запаси сировини ? хлорне виробництво, як правило, багатотоннажне.
Сіль подрібнюють і розчиняють у теплій воді. Цей розсіл трубопроводом перекачується в цех очищення, де у величезних, висотою з триповерховий будинок баках розсіл очищають від домішок солей кальцію і магнію і освітлюють (дають йому відстоятися). Чистий концентрований розчин хлористого натрію перекачується в основний цех хлорного виробництва в цех електролізу.
У водному розчині молекули кухонної солі перетворюються на іони Na + і Сl . Іон Сl відрізняється від атома хлору тільки тим, що має один зайвий електрон. Отже, щоб отримати елементарний хлор, необхідно відірвати цей зайвий електрон. Відбувається це в електролізері на позитивно зарядженому електроді (аноді). З нього хіба що «відсмоктуються» електрони: 2Cl → Cl 2 + 2ē. Аноди зроблені з графіту, тому що будь-який метал (крім платини та її аналогів), відбираючи у іонів хлору зайві електрони, швидко корродує та руйнується.
Існують два типи технологічного оформлення виробництва хлору: діафрагмовий та ртутний. У першому випадку катодом служить перфорований залізний лист, а катодне та анодне простору електролізера розділені азбестовою діафрагмою. На залізному катоді відбувається розряд іонів водню та утворюється водний розчин їдкого натру. Якщо як катод застосовують ртуть, то на ньому розряджаються іони натрію і утворюється амальгама натрію, яка потім розкладається водою. Виходять водень та їдкий натр. У цьому випадку розділова діафрагма не потрібна, а луг виходить більш концентрованим, ніж у діафрагмових електролізерах.
Отже, виробництво хлору - це одночасно виробництво їдкого натру та водню.
Водень відводять металевими, а хлор скляними або керамічними трубами. Свіжоприготовлений хлор насичений парами води і тому особливо агресивний. Надалі його спочатку охолоджують холодною водоюв високих вежах, викладених зсередини керамічними плитками і наповнених керамічною насадкою (так званими кільцями Рашига), а потім сушать концентрованою сірчаною кислотою. Це єдиний осушувач хлору та одна з небагатьох рідин, з якими хлор не взаємодіє.
Сухий хлор вже не такий агресивний, він не руйнує, наприклад, сталеву апаратуру.
Транспортують хлор зазвичай у рідкому стані у залізничних цистернах або балонах під тиском до 10 атм.
У Росії виробництво хлору було вперше організовано ще 1880 р. на Бондюзькому заводі. Хлор отримували тоді в принципі тим же способом, яким свого часу отримав його Шееле при взаємодії соляної кислоти з піролюзитом. Весь хлор витрачався на отримання хлорного вапна. У 1900 р. на заводі «Донсоду» вперше в Росії було введено в експлуатацію цех електролітичного виробництва хлору. Потужність цього цеху була лише 6 тис. т на рік. У 1917 р. усі хлорні заводи Росії випускали 12 тис. т хлору. А в 1965 р. в СРСР було вироблено близько 1 млн т хлору.
Один з багатьох
Все різноманіття практичного застосування хлору можна без особливої натяжки висловити однією фразою: хлор необхідний виробництва хлорпродуктів, тобто. речовин, що містять "пов'язаний" хлор. А ось говорячи про ці самі хлорпродукти, однією фразою не відбудешся. Вони дуже різні і за властивостями, і за призначенням.
Розповісти про всі сполуки хлору не дозволяє обмежений обсяг нашої статті, але без розповіді хоча б про деякі речовини, для отримання яких потрібен хлор, наш портрет елемента №17 був би неповним і непереконливим.
Взяти, наприклад, хлорорганічні інсектициди - речовини, що вбивають шкідливих комах, але безпечні для рослин. На отримання засобів захисту рослин витрачається значна частина хлору, що виробляється.
Один із найважливіших інсектицидів - гексахлорциклогексан (часто званий гексахлораном). Ця речовина вперше синтезована ще в 1825 р. Фарадеєм, але практичне застосування знайшло тільки через 100 з лишком років у 30-х роках нашого століття.
Наразі гексахлоран отримують, хлоруючи бензол. Подібно до водню, бензол дуже повільно реагує з хлором у темряві (і за відсутності каталізаторів), але при яскравому освітленні реакція хлорування бензолу (С 6 Н 6 + 3Сl 2 → С 6 Н 6 Сl 6) йде досить швидко.
Гексахлоран, так само як і багато інших інсектицидів, застосовується у вигляді дустів з наповнювачами (тальком, каоліном), або у вигляді суспензій та емульсій, або, нарешті, у вигляді аерозолів. Гексахлоран особливо ефективний при протруюванні насіння та при боротьбі зі шкідниками овочевих та плодових культур. Витрата гексахлорану становить лише 1...3 кг на гектар, економічний ефект від його застосування у 10...15 разів перевищує витрати. На жаль, гексахлоран не є нешкідливим для людини.
Полівінілхлорид
Якщо попросити будь-якого школяра перерахувати відомі йому пластики, він одним із перших назве полівінілхлорид (інакше вініпласт). З точки зору хіміка, ПВХ (так часто полівінілхлорид позначають у літературі) це полімер, в молекулі якого на ланцюжок вуглецевих атомів «нанизані» атоми водню і хлору:
У цьому ланцюжку може бути кілька тисяч ланок.
А зі споживчої точки зору ПВХ – це ізоляція для проводів та плащі-дощовики, лінолеум та грампластинки, захисні лаки та пакувальні матеріали, хімічна апаратура та пінопласти, іграшки та деталі приладів.
Полівінілхлорид утворюється при полімеризації вінілхлориду, який найчастіше одержують, обробляючи ацетилен хлористим воднем: HC ≡ CH + HCl → CH 2 = CHCl. Існує й інший спосіб отримання вінілхлориду - термічний крекінг дихлоретану.
CH 2 Cl CH 2 Сl → CH 2 = CHCl + HCl. Цікавим є поєднання двох цих методів, коли у виробництві вінілхлориду за ацетиленовим способом використовують HCl, що виділяється при крекінгу дихлоретану.
Хлористий вініл безбарвний газ з приємним, дещо п'янким ефірним запахом, легко полімеризується. Для отримання полімеру рідкий вінілхлорид під тиском нагнітають у теплу воду, де дробиться на дрібні крапельки. Щоб вони не зливалися, у воду додають трохи желатини або полівінілового спирту, а щоб почала розвиватися реакція полімеризації, туди ж вводять ініціатор полімеризації перекис бензоїлу. Через кілька годин крапельки тверднуть, і утворюється суспензія полімеру у воді. Порошок полімеру відокремлюють на фільтрі або центрифузі.
Полімеризація зазвичай відбувається при температурі від 40 до 60°C, причому, чим нижче температура полімеризації, тим довше утворюються полімерні молекули.
Ми розповіли лише про дві речовини, для отримання яких необхідний елемент №17. Тільки про дві з багатьох сотень. Подібних прикладів можна навести дуже багато. І всі вони говорять про те, що хлор – це не тільки отруйний та небезпечний газ, але дуже важливий, дуже корисний елемент.
Елементарний розрахунок
При отриманні хлору електролізом розчину кухонної солі одночасно виходять водень і їдкий натр: 2NACl + 2H 2 О = H 2 + Cl 2 + 2NaOH. Звичайно, водень дуже важливий хімічний продукт, але є більш дешеві і зручні способи виробництва цієї речовини, наприклад конверсія природного газу ... А ось їдкий натр отримують майже виключно електролізом розчинів кухонної солі на частку інших методів припадає менше 10%. Оскільки виробництва хлору і NaOH повністю взаємопов'язані (як випливає з рівняння реакції, отримання однієї грам-молекули 71 г хлору незмінно супроводжується отриманням двох грам-молекул 80 г електролітичного лугу), знаючи продуктивність цеху (або заводу, або держави) по лугу можна легко розрахувати, скільки хлору він виробляє. Кожній тонні NaOH «супроводжують» 890 кг хлору.
Ну і змащення!
Концентрована сірчана кислота - практично єдина рідина, що не взаємодіє з хлором. Тому для стиснення та перекачування хлору на заводах використовують насоси, в яких роль робочого тіла та одночасно змащення виконує сірчана кислота.
Псевдонім Фрідріха Велера
Досліджуючи взаємодію органічних речовин із хлором, французький хімік ХІХ ст. Жан Дюма зробив разюче відкриття: хлор здатний заміщати водень у молекулах органічних сполук. Наприклад, при хлоруванні оцтової кислоти спочатку один водень метильної групи заміщається на хлор, потім інший, третій... Але найдивовижнішим було те, що за хімічними властивостями хлороцтові кислоти мало чим відрізнялися від оцтової кислоти. Виявлений Дюма клас реакцій був абсолютно незрозумілим панували на той час електрохімічною гіпотезою і теорією радикалів Берцеліуса (за висловом французького хіміка Лорана, відкриття хлороцтової кислоти було подібне до метеора, який зруйнував усю стару школу). Берцеліус, його учні та послідовники бурхливо заперечували правильність робіт Дюма. У німецькому журналі "Annalen der Chemie und Pharmacie" з'явився знущальний лист знаменитого німецького хіміка Фрідріха Велера під псевдонімом S.С.М. Windier (німецькою «Schwindler» означає «брехун», «ошуканець»). У ньому повідомлялося, що автору вдалося замістити в клітковині (З 6 Н 10 O 5) та всі атоми вуглецю. водню та кисню на хлор, причому властивості клітковини при цьому не змінилися. І що тепер у Лондоні роблять теплі набряки з вати, що складається... з чистого хлору.
Хлор та вода
Хлор помітно розчиняється у воді. При 20°C одному обсязі води розчиняється 2,3 об'єму хлору. Водні розчини хлору (хлорна вода) жовтого кольору. Але з часом, особливо при зберіганні на світлі, вони поступово знебарвлюються. Пояснюється це тим, що розчинений хлор частково взаємодіє з водою, утворюються соляна та хлорноваста кислоти: Cl 2 + H 2 O → HCl + HOCl. Остання нестійка і поступово розпадається на HCl та кисень. Тому розчин хлору у воді поступово перетворюється на розчин соляної кислоти.
Але при низьких температураххлор і вода утворюють кристалогідрат незвичайного складу Cl 2 · 5 3 / 4 H 2 O. Ці зеленувато-жовті кристали (стійкі тільки при температурах нижче 10 ° C) можна отримати, пропускаючи хлор через воду з льодом. Незвичайна формула пояснюється структурою кристалогідрату, а вона визначається в першу чергу структурою льоду. У кристалічній решітці льоду молекули Н 2 Про можуть розташовуватися таким чином, що між ними з'являються закономірно розташовані порожнечі. Елементарний кубічний осередок містить 46 молекул води, між якими є вісім мікроскопічних порожнин. У цих порожнинах і осідають молекули хлору. Точна формула кристалогідрату хлору тому повинна бути записана так: 8Сl 2 · 46Н 2 Про.
Отруєння хлором
Присутність у повітрі вже близько 0,0001% хлору дратівливо діє слизові оболонки. Постійне перебування в такій атмосфері може призвести до захворювання бронхів, різко погіршує апетит, надає зеленого відтінку шкіри. Якщо вміст хлору в повітрі становить 0,1°/о, то може настати гостре отруєння, перша ознака якого є нападами найсильнішого кашлю. При отруєнні хлором потрібний абсолютний спокій; корисно вдихати кисень, або аміак (нюха нашатирний спирт), або пари спирту з ефіром. За існуючими санітарним нормамвміст хлору повітря виробничих приміщень має перевищувати 0,001 мг/л, тобто. 0,00003%.
Не тільки отрута
«Що вовки жадібні, кожен знає». Що хлор отруйний теж. Однак у невеликих дозах отруйний хлор іноді може бути і отрутою. Так, потерпілим від сірководню дають нюхати нестійке хлорне вапно. Взаємодіючи, дві отрути взаємно нейтралізуються.
Аналіз на хлор
Для визначення вмісту хлору пробу повітря пропускають через поглиначі з підкисленим розчином калію йодистого. (Хлор витісняє йод, кількість останнього легко визначається титруванням за допомогою розчину Nа2S2O3). Для визначення мікрокількостей хлору в повітрі часто застосовується колориметричний метод, що ґрунтується на різкій зміні забарвлення деяких сполук (бензидину, ортотолуїдину, метилоранжу) при окисленні їх хлором. Наприклад, безбарвний підкислений розчин бензидину набуває. жовтий колір, а нейтральний синій. Інтенсивність фарбування пропорційна кількості хлору.
_____________________________________В даний час "золотим стандартом" анодів для хлорного виробництва вважаються аноди з діоксиду титану, модифікованого оксидами платинових металів, насамперед діоксид рутенія RuO 2 . Оксидні рутенієво-титанові аноди (ОРТА) в англомовній літературі відомі під назвами MMO (mixed metal oxide) або DSA (dimensionally stable anode). Плівку легованого діоксиду титану отримують безпосередньо на поверхні основи металевого титану. Незважаючи на високу вартість, ОРТА мають незаперечні переваги в порівнянні з графітовими анодами:
У кілька разів більша допустима щільність струму дозволяє зменшити розміри апаратури;
- практично відсутні продукти корозії анода, що різко полегшує очищення електроліту;
- аноди мають відмінну корозійну стійкість, здатні працювати в промислових умовах більше року без заміни (ремонту).
Для виготовлення анодів хлорного виробництва перспективи та інші матеріали. Однак це - тема окремої (і великої) публікації (прим. ред.).
У зв'язку з токсичністю та високою вартістю ртуті активно розвивається третій варіант електролізерів - мембранний, що нині є основним у розвинених країнах. У цьому варіанті катодне і анодне простору розділені іоноонообмінною мембраною, проникною для іонів натрію, але не пропускає аніони. При цьому, як і ртутному процесі, виключається забруднення лужного католіту хлоридом.
Матеріалом для виготовлення мембран хлорного виробництва є Нафіон (Nafion) – іономер на основі політетрафторетилену з щепленими групами перфторвінілсульфонового ефіру. Цей матеріал, розроблений у 60-ті роки минулого століття фірмою DuPont, відрізняється чудовою хімічною, термічною та механічною стійкістю та задовільною провідністю. До цього часу він залишається матеріалом вибору при побудові безлічі електрохімічних установок (прим. ред.).
Хлор(від грец. χλωρ?ς - «зелений») - елемент головної підгрупи сьомої групи, третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 17. Позначається символом Cl(Лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. Входить до групи галогенів (спочатку назву галоген використовував німецький хімік Швейгер для хлору [дослівно галоген перекладається як солерод], але воно не прижилося, і згодом стало загальним для VII групи елементів, в яку входить і хлор).
Проста речовина хлор (CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умов - отруйний газ жовтувато-зеленого кольору, з різким запахом. Молекула двоатомна хлору (формула Cl 2).
Історія відкриття хлору
Вперше газоподібний безводний хлороводень зібрав Дж. Пріслі в 1772р. (Над рідкою ртуттю). Вперше хлор був отриманий у 1774 р. Шееле, який описав його виділення при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою у своєму трактаті про піролюзит:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської горілки, його здатність взаємодіяти із золотом і кіновар'ю, а також його відбілюючі властивості.
Однак Шееле, відповідно до теорії флогістона, що панувала в хімії того часу, припустив, що хлор являє собою дефлогістовану соляну кислотутобто оксид соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента муріяПроте спроби його виділення залишалися безуспішними аж до робіт Деві, якому електролізом вдалося розкласти кухонну сіль на натрій і хлор.
Поширення у природі
У природі зустрічаються два ізотопи хлору 35 Cl і 37 Cl. У земній корі хлор найпоширеніший галоген. Хлор дуже активний він безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами періодичної системи. Тому в природі він зустрічається тільки у вигляді сполук у складі мінералів: галіту NaCI, сильвіну KCl, сильвініту KCl · NaCl, бішофіту MgCl 2 · 6H2O, карналіту KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каїніту KCl · MgSO 4 · 3Н 2 . Найбільші запаси хлору містяться у складі солей вод морів та океанів (зміст у морській воді 19 г/л). Перед хлору припадає 0,025 % від загальної кількості атомів земної кори, кларковое число хлору — 0,017 %, а людський організм містить 0,25 % іонів хлору за масою. В організмі людини та тварин хлор міститься в основному в міжклітинних рідинах (у тому числі в крові) і відіграє важливу роль у регуляції осмотичних процесів, а також у процесах, пов'язаних із роботою нервових клітин.
Фізичні та фізико-хімічні властивості
За нормальних умов хлор — жовто-зелений газ із задушливим запахом. Деякі його фізичні властивості представлені у таблиці.
Деякі фізичні властивості хлору
| Властивість |
Значення |
|---|---|
| Колір (газ) | Жовто-зелений |
| Температура кипіння | −34 °C |
| Температура плавлення | −100 °C |
| Температура розкладання (Дисоціації на атоми) |
~1400 °C |
| Щільність (газ, н.у.) | 3,214 г/л |
| Спорідненість до електрона атома | 3,65 еВ |
| Перша енергія іонізації | 12,97 еВ |
| Теплоємність (298 К, газ) | 34,94 (Дж/моль·K) |
| Критична температура | 144 °C |
| Критичний тиск | 76 атм |
| Стандартна ентальпія освіти (298 К, газ) | 0 (кДж/моль) |
| Стандартна ентропія освіти (298 К, газ) | 222,9 (Дж/моль·K) |
| Ентальпія плавлення | 6,406 (кДж/моль) |
| Ентальпія кипіння | 20,41 (кДж/моль) |
| Енергія гомолітичного розриву зв'язку Х-Х | 243 (кДж/моль) |
| Енергія гетеролітичного розриву зв'язку Х-Х | 1150 (кДж/моль) |
| Енергія іонізації | 1255 (кДж/моль) |
| Енергія спорідненості до електрона | 349 (кДж/моль) |
| Атомний радіус | 0,073 (нм) |
| Електронегативність по Полінгу | 3,20 |
| Електронегативність за Оллред-Роховим | 2,83 |
| Стійкі ступені окислення | -1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7 |
Газоподібний хлор відносно легко зріджується. Починаючи з тиску в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор буде рідким вже при кімнатній температурі. При охолодженні до температури -34 °C хлор теж стає рідким при нормальному атмосферному тиску. Рідкий хлор - жовто-зелена рідина, що має дуже високу корозійну дію (за рахунок високої концентрації молекул). Підвищуючи тиск, можна досягти існування рідкого хлору аж до температури +144 °C (критичної температури) при критичному тиску в 7,6 МПа.
При температурі нижче -101 °C рідкий хлор кристалізується в орторомбічну решітку з просторовою групою Cmcaі параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Нижче 100 К орторомбічна модифікація кристалічного хлору переходить у тетрагональну, яка має просторову групу P4 2/ncmі параметри решітки a = 8,56 Å і c = 6,12 Å.
Розчинність
Ступінь дисоціації молекули хлору Cl2 → 2Cl. При 1000 До дорівнює 2,07 10 -4%, а при 2500 До 0,909%.
Поріг сприйняття запаху повітря становить 0,003 (мг/л).
По електропровідності рідкий хлор займає місце серед найсильніших ізоляторів: він проводить струм майже в мільярд разів гірше, ніж дистильована вода, і в 10 22 разів гірше за срібло. Швидкість звуку в хлорі приблизно в півтора рази менша, ніж у повітрі.
Хімічні властивості
Будова електронної оболонки
На валентному рівні атома хлору міститься 1 неспарений електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 тому валентність рівна 1 для атома хлору дуже стабільна. За рахунок присутності в атомі хлору незайнятої орбіталі d-підрівня атом хлору може виявляти й інші валентності. Схема утворення збуджених станів атома:
Також відомі сполуки хлору, в яких атом хлору формально виявляє валентність 4 і 6, наприклад, ClO 2 і Cl 2 O 6 . Однак ці сполуки є радикалами, тобто вони мають один неспарений електрон.
Взаємодія з металами
Хлор безпосередньо реагує майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні):
Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3
Взаємодія з неметалами
З неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню та інертних газів) утворює відповідні хлориди.
На світлі або під час нагрівання активно реагує (іноді з вибухом) з воднем по радикальному механізму. Суміші хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,3% водню, вибухають при опроміненні з утворенням хлороводню. Суміш хлору з воднем у невеликих концентраціях горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям. Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200 °C.
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
З киснем хлор утворює оксиди в яких він виявляє ступінь окислення від +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Вони мають різкий запах, термічно та фотохімічно нестабільні, схильні до вибухового розпаду.
При реакції з фтором утворюється не хлорид, а фторид:
Cl 2 + 3F 2 (поз.) → 2ClF 3
Інші властивості
Хлор витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами:
Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl
При реакції з монооксидом вуглецю утворюється фосген:
Cl 2 + CO → COCl 2
При розчиненні у воді або лугах, хлор дисмутує, утворюючи хлорнуватисту (а при нагріванні хлорну) і соляну кислоти, або їх солі:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O
Хлоруванням сухого гідроксиду кальцію отримують хлорне вапно:
Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O
Дію хлору на аміак можна отримати трихлористий азот:
4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Окислювальні властивості хлору
Хлор дуже сильний окисник.
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S
Реакції з органічними речовинами
З насиченими сполуками:
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl
Приєднується до ненасичених сполук за кратними зв'язками:
CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Ароматичні сполуки замінюють атом водню на хлор у присутності каталізаторів (наприклад, AlCl 3 або FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Способи отримання
Промислові методи
Спочатку промисловий спосіб одержання хлору ґрунтувався на методі Шееле, тобто реакції піролюзиту із соляною кислотою:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
В 1867 Диконом був розроблений метод отримання хлору каталітичним окисленням хлороводню киснем повітря. Процес Дикона в даний час використовується при рекуперації хлору з хлороводню, що є побічним продуктом при промисловому хлоруванні органічних сполук.
4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2
Сьогодні хлор у промислових масштабах одержують разом із гідроксидом натрію та воднем шляхом електролізу розчину кухонної солі:
2NaCl + 2H 2 Про → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Катод: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −
Так як паралельно електролізу хлориду натрію проходить процес електролізу води, то сумарне рівняння можна виразити наступним чином:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Застосовується три варіанти електрохімічного методу одержання хлору. Два з них електроліз із твердим катодом: діафрагмовий та мембранний методи, третій – електроліз із рідким ртутним катодом (ртутний метод виробництва). У ряді електрохімічних методів виробництва найлегшим та зручним способом є електроліз з ртутним катодом, але цей метод завдає значної шкоди навколишньому середовищу внаслідок випаровування та витоків металевої ртуті.
Діафрагмовий метод із твердим катодом
Порожнина електролізера розділена пористою азбестовою перегородкою — діафрагмою — на катодний та анодний простір, де відповідно розміщені катод та анод електролізера. Тому такий електролізер часто називають діафрагмовим, а метод отримання діафрагмовим електролізом. В анодне місце діафрагмового електролізера безперервно надходить потік насиченого аноліту (розчину NaCl). Через війну електрохімічного процесу на аноді рахунок розкладання галіту виділяється хлор, але в катоді рахунок розкладання води — водень. При цьому прикатодна зона збагачується гідроксидом натрію.
Мембранний метод із твердим катодом
Мембранний метод по суті, аналогічний діафрагмовому, але анодні та катодні простори розділені катіонообмінною полімерною мембраною. Мембранний метод виробництва ефективніший, ніж діафрагмовий, але складніший у застосуванні.
Ртутний метод із рідким катодом
Процес проводять в електролітичній ванні, яка складається з електролізера, розкладача та ртутного насоса, об'єднаних між собою комунікаціями. В електролітичній ванні під дією ртутного насоса циркулює ртуть, проходячи через електролізер та розкладач. Катодом електролізера служить потік ртуті. Аноди - графітові або малозношувані. Разом із ртуттю через електролізер безперервно тече потік аноліту – розчину хлориду натрію. В результаті електрохімічного розкладання хлориду на аноді утворюються молекули хлору, а на катоді натрій, що виділився, розчиняється в ртуті утворюючи амальгаму.
Лабораторні методи
У лабораторіях для одержання хлору зазвичай використовують процеси, засновані на окисленні хлороводню сильними окислювачами (наприклад, оксидом марганцю (IV), перманганатом калію, дихроматом калію):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 +8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Зберігання хлору
Хлор, що виробляється, зберігається в спеціальних «танках» або закачується в сталеві балони високого тиску. Балони з рідким хлором під тиском мають спеціальне забарвлення - болотяний колір. Слід зазначити, що при тривалій експлуатації балонів з хлором у них накопичується надзвичайно вибуховий трихлористий азот, і тому час від часу балони з хлором повинні проходити планове промивання та очищення від хлориду азоту.
Стандарти якості хлору
Згідно з ГОСТ 6718-93 «Хлор рідкий. Технічні умови» виробляються такі сорти хлору
Застосування
Хлор застосовують у багатьох галузях промисловості, науки та побутових потреб:
- У виробництві полівінілхлориду, пластикатів, синтетичного каучуку, з яких виготовляють: ізоляцію для проводів, віконний профіль, пакувальні матеріали, одяг та взуття, лінолеум та грамплатівки, лаки, апаратуру та пінопласти, іграшки, деталі приладів, будівельні матеріали. Полівінілхлорид виробляють полімеризацією вінілхлориду, який сьогодні найчастіше отримують з етилену збалансованим хлором методом через проміжний 1,2-дихлоретан.
- Відбілюючі властивості хлору відомі з давніх-давен, хоча не сам хлор «відбілює», а атомарний кисень, який утворюється при розпаді хлорнуватистої кислоти: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Цей спосіб відбілювання тканин, паперу, картону використовується вже кілька століть.
- Виробництво хлорорганічних інсектицидів - речовин, що вбивають шкідливих для посівів комах, але безпечні для рослин. На отримання засобів захисту рослин витрачається значна частина хлору, що виробляється. Один із найважливіших інсектицидів - гексахлорциклогексан (часто званий гексахлораном). Ця речовина вперше синтезована ще в 1825 р. Фарадеєм, але практичне застосування знайшло тільки через 100 років — у 30-х роках ХХ століття.
- Використовувався як бойова отруйна речовина, а також для інших бойових отруйних речовин: іприт, фосген.
- Для знезараження води – «хлорування». Найбільш поширений спосіб знезараження питної води; заснований на здатності вільного хлору та його сполук пригнічувати ферментні системи мікроорганізмів, що каталізують окисно-відновні процеси. Для знезараження питної води застосовують: хлор, двоокис хлору, хлорамін та хлорне вапно. СанПіН 2.1.4.1074-01 встановлює такі межі (коридор)допустимого вмісту вільного залишкового хлору в питній воді централізованого водопостачання 0.3 - 0.5 мг/л. Ряд вчених і навіть політиків у Росії критикують саму концепцію хлорування водопровідної води, але альтернативи дезінфікуючій післядії сполук хлору запропонувати не можуть. Матеріали, з яких виготовлені водопровідні труби, по-різному взаємодіють із хлорованою водопровідною водою. Вільний хлор у водопровідній воді суттєво скорочує термін служби трубопроводів на основі поліолефінів: поліетиленових труб різного виду, у тому числі зшитого поліетилену, великі відомого як ПЕКС (PEX, PE-X). У США для контролю допуску трубопроводів з полімерних матеріалів до використання у водопроводах з хлорованою водою змушені були прийняти 3 стандарти: ASTM F2023 стосовно труб зі зшитого поліетилену (PEX) і гарячої хлорованої води, ASTM F2263 стосовно поліетиленових труб всім і хлорований F2330 стосовно багатошарових (металополімерних) труб і гарячої хлорованої води. У частині довговічності при взаємодії із хлорованою водою позитивні результати демонструють мідні водопровідні труби.
- У харчовій промисловості зареєстрований як харчової добавки E925.
- У хімічному виробництві соляної кислоти, хлорного вапна, бертолетової солі, хлоридів металів, отрут, ліків, добрив.
- У металургії для виробництва чистих металів: титану, олова, танталу, ніобію.
- Як індикатор сонячних нейтрино у хлор-аргонних детекторах.
Багато розвинених країн прагнуть обмежити використання хлору в побуті, у тому числі тому, що при спалюванні сміття, що містить хлор, утворюється значна кількість діоксинів.
Біологічна роль
Хлор відноситься до найважливіших біогенних елементів і входить до складу всіх живих організмів.
У тварин і людини, іони хлору беруть участь у підтримці осмотичної рівноваги, хлорид-іон має оптимальний радіус для проникнення через мембрану клітин. Саме цим пояснюється його спільна участь з іонами натрію та калію у створенні постійного осмотичного тиску та регуляції водно-сольового обміну. Під впливом ГАМК (нейромедіатор) іони хлору мають гальмуючий ефект на нейрони шляхом зниження потенціалу дії. В шлунку іони хлору створюють сприятливе середовище для дії протеолітичних ферментів шлункового соку. Хлорні канали представлені у багатьох типах клітин, мітохондріальних мембранах та скелетних м'язах. Ці канали виконують важливі функції в регуляції обсягу рідини, трансепітеліальному транспорті іонів та стабілізації мембранних потенціалів, беруть участь у підтримці рН клітин. Хлор накопичується у вісцеральній тканині, шкірі та скелетних м'язах. Всмоктується хлор, переважно, у товстому кишечнику. Всмоктування та екскреція хлору тісно пов'язані з іонами натрію та бікарбонатами, меншою мірою з мінералокортикоїдами та активністю Na + /K + - АТФ-ази. У клітинах акумулюється 10-15% всього хлору, із цієї кількості від 1/3 до 1/2 - в еритроцитах. Близько 85% хлору перебувають у позаклітинному просторі. Хлор виводиться з організму в основному із сечею (90-95 %), калом (4-8 %) та через шкіру (до 2 %). Екскреція хлору пов'язана з іонами натрію та калію, та реципрокно з HCO 3 − (кислотно-лужний баланс).
Людина споживає 5-10 г NaCl на добу. Мінімальна потреба людини у хлорі становить близько 800 мг на добу. Немовля отримує необхідна кількістьхлору через молоко матері, де міститься 11 ммоль/л хлору. NaCl необхідний для вироблення в шлунку соляної кислоти, яка сприяє травленню та знищенню хвороботворних бактерій. В даний час участь хлору у виникненні окремих захворювань у людини вивчена недостатньо добре, головним чином через малу кількість досліджень. Досить сказати, що не розроблені навіть рекомендації щодо норми добового споживання хлору. М'язова тканина людини містить 0,20-0,52% хлору, кісткова – 0,09%; у крові – 2,89 г/л. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) 95 г хлору. Щодня з їжею людина отримує 3-6 г хлору, що з надлишком покриває потребу у цьому елементі.
Іони хлору життєво потрібні рослинам. Хлор бере участь в енергетичному обміні рослин, активуючи окисне фосфорилювання. Він необхідний освіти кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами, стимулює допоміжні процеси фотосинтезу, передусім ті, які пов'язані з акумулюванням енергії. Хлор позитивно впливає поглинання корінням кисню, сполук калію, кальцію, магнію. Надмірна концентрація іонів хлору в рослинах може мати і негативний бікнаприклад, знижувати вміст хлорофілу, зменшувати активність фотосинтезу, затримувати ріст та розвиток рослин.
Але існують рослини, які в процесі еволюції або пристосувалися до засолення грунтів, або в боротьбі за простір зайняли солончаки на яких немає конкуренції. Рослини, що ростуть на засолених ґрунтах, називаються галофіти, вони накопичують хлориди протягом вегетаційного сезону, а потім позбавляються надлишків за допомогою листопаду або виділяють хлориди на поверхню листя і гілок і отримують подвійну вигоду притіняючи поверхні від сонячного світла.
Серед мікроорганізмів, також відомі галофіли - галобактерії - які мешкають в сильносолених водах або грунтах.
Особливості роботи та запобіжні заходи
Хлор - токсичний задушливий газ, при попаданні в легені викликає опік легеневої тканини, ядуху. Дратівливу дію на дихальні шляхи надає при концентрації в повітрі близько 0,006 мг/л (тобто в два рази вище за поріг сприйняття запаху хлору). Хлор був однією з перших хімічних отруйних речовин, використаних Німеччиною в першу. світову війну. При роботі з хлором слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. На короткий час захистити органи дихання від попадання в них хлору можна ганчірковою пов'язкою, змоченою розчином натрію сульфіту Na 2 SO 3 або тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 .
ГДК хлору в атмосферному повітрінаступні: середньодобова – 0,03 мг/м³; максимально разова – 0,1 мг/м³; у робочих приміщеннях промислового підприємства – 1 мг/м³.
ВИЗНАЧЕННЯ
Хлор- Хімічний елемент VII групи 3 періоду Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Неметал.
Належить до елементів - p-родини. Галоген. Порядковий номер – 17. Будова зовнішнього електронного рівня – 3s 2 3 p 5 . Відносна атомна маса- 35,5 а.о.м. Молекула хлору двоатомна – Cl2.
Хімічні властивості хлору
Хлор реагує із простими речовинами металами:
Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (t);
Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3;
Cl 2 + 2Na = 2NaCl.
Хлор взаємодіє із простими речовинами неметалами. Так, при взаємодії з фосфором та сіркою утворюються відповідні хлориди, з фтором – фториди, з воднем – хлороводень, з киснем – оксиди тощо.
5Cl 2 + 2P = 2HCl 5;
Cl 2 + 2S = SCl 2;
Cl 2 + H 2 = 2HCl;
Cl2+F2=2ClF.
Хлор здатний витісняти бром і йод їх сполук з воднем і металами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl;
Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl.
Хлор здатний розчинятися у воді та лугах, при цьому відбуваються реакції диспропорціонування хлору, а склад продуктів реакції залежить від умов її проведення:
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O;
3 Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.
Хлор взаємодіє з несолетворним оксидом – СО з утворенням речовини з тривіальною назвою – фосген, з аміаком з утворенням трихлориду амонію:
Cl 2 + CO = COCl 2;
3 Cl 2 + 4NH 3 = NCl 3 + 3NH 4 Cl.
У реакціях хлор виявляє властивості окислювача:
Cl2+H2S=2HCl+S.
Хлор вступає в реакції взаємодії з органічними речовинами класу алканів, алкенів та аренів:
CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (умова - УФ-випромінювання);
CH 2 = CH 2 + Cl 2 = CH 2 (Cl)-CH 2 -Cl;
C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 -Cl + HCl (kat = FeCl 3 AlCl 3);
C 6 H 6 + 6Cl 2 = C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (умова – УФ-випромінювання).
Фізичні властивості хлору
Хлор – газ жовто-зеленого кольору. Термічно стійкий. При насиченні охолодженої води утворюється хлором твердий кларат. Добре розчиняється у воді, великого ступеняпіддається дисмутації («хлорна вода»). Розчиняється тетрахлорид вуглецю, рідких SiCl 4 і TiCl 4 . Погано розчиняється у насиченому розчині хлориду натрію. Чи не реагує з киснем. Сильний окислювач. Температура кипіння -34,1С, плавлення -101,03С.
Одержання хлору
Раніше хлор отримували за методом Шееле (реакція взаємодії оксиду марганцю (VI) з соляною кислотою) або методом Дикону (реакція взаємодії хлороводню з киснем):
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2 Cl 2 .
В наш час для одержання хлору використовують наступні реакції:
NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O;
2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 (умова – електроліз).
Застосування хлору
Хлор знайшов широке застосування в різних галузях промисловості, так його використовують у виробництві полімерних матеріалів (полівінілхлорид), відбілювачів, хлорорганічних інсектицидів (гексахлоран), бойових отруйних речовин (фосген), для знезараження води, харчової промисловості, металургії і т.д.
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
ПРИКЛАД 2
| Завдання | Який об'єм, маса та кількість речовини хлору виділиться (н.у.) при взаємодії 17,4 г оксиду марганцю (IV) із соляною кислотою, взятою надлишком? |
| Рішення | Запишемо рівняння реакції взаємодії оксиду марганцю (IV) із соляною кислотою: 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Молярні маси оксиду марганцю (IV) та хлору, розраховані з використанням таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва – 87 та 71 г/моль, відповідно. Розрахуємо кількість речовини оксиду марганцю (IV): n(MnO 2) = m(MnO 2) / M(MnO 2); n(MnO 2) = 17,4/87 = 0,2 моль. Відповідно до рівняння реакції n(MnO 2): n(Cl 2) = 1:1, отже, n(Cl 2) = n(MnO 2) = 0,2 моль. Тоді маса та об'єм хлору дорівнюватимуть: m(Cl 2) = 0,2 × 71 = 14,2 г; V(Cl 2) = n(Cl 2)×V m = 0,2×22,4 = 4,48 л. |
| Відповідь | Кількість речовини хлору – 0,2 моль, маса – 14,2 г, об'єм – 4,48 л. |
Розглянуто фізичні властивості хлору: щільність хлору, його теплопровідність, питома теплоємність та динамічна в'язкість за різних температур. Фізичні властивості Cl 2 представлені у вигляді таблиць для рідкого, твердого та газоподібного стану цього галогену.
Основні фізичні властивості хлору
Хлор входить у VII групу третього періоду періодичної системи елементів під номером 17. Він відноситься до підгрупи галогенів, має відносні атомну та молекулярні маси 35,453 та 70,906, відповідно. При температурах вище -30°С хлор є зеленувато-жовтим газом з характерним різким дратівливим запахом. Він легко зріджується під звичайним тиском (1,013·10 5 Па), охолоджений до -34°С, і утворює прозору рідину бурштинового кольору, що твердне при температурі -101°С.
Через свою високу хімічну активність вільний хлор не зустрічається в природі, а існує тільки у формі сполук. Він міститься головним чином у мінералі галіті (), також входить до складу таких мінералів, як: сильвін (KCl), карналіт (KCl·MgCl 2 ·6H 2 O) та сильвініт (KCl·NaCl). Вміст хлору в земній корі наближається до 0,02% від загальної кількості атомів земної кори, де він знаходиться у вигляді двох ізотопів 35 Cl і 37 Cl у відсотковому співвідношенні 75,77% 35 Cl і 24,23% 37 Cl.
| Властивість | Значення |
|---|---|
| Температура плавлення, °С | -100,5 |
| Температура кипіння, °С | -30,04 |
| Критична температура, °С | 144 |
| Критичний тиск, Па | 77,1·10 5 |
| Критична густина, кг/м 3 | 573 |
| Щільність газу (при 0°С та 1,013·10 5 Па), кг/м 3 | 3,214 |
| Щільність насиченої пари (при 0°З 3,664·10 5 Па), кг/м 3 | 12,08 |
| Щільність рідкого хлору (при 0°С та 3,664·10 5 Па), кг/м 3 | 1468 |
| Щільність рідкого хлору (при 15,6°З 6,08·10 5 Па), кг/м 3 | 1422 |
| Щільність твердого хлору (при -102°С), кг/м3 | 1900 |
| Відносна щільність повітря газу (при 0°С і 1,013·10 5 Па) | 2,482 |
| Відносна щільність повітря насиченої пари (при 0°С і 3,664·10 5 Па) | 9,337 |
| Відносна густина рідкого хлору при 0°С (по воді при 4°С) | 1,468 |
| Питомий обсяг газу (при 0°З 1,013·10 5 Па), м 3 /кг | 0,3116 |
| Питомий обсяг насиченої пари (при 0°З 3,664·10 5 Па), м 3 /кг | 0,0828 |
| Питома кількість рідкого хлору (при 0°С і 3,664·10 5 Па), м 3 /кг | 0,00068 |
| Тиск парів хлору при 0°С, Па | 3,664·10 5 |
| Динамічна в'язкість газу при 20°С, 10 -3 Па·с | 0,013 |
| Динамічна в'язкість рідкого хлору при 20°С, 10 -3 Па·с | 0,345 |
| Теплота плавлення твердого хлору (при температурі плавлення), кДж/кг | 90,3 |
| Теплота пароутворення (при температурі кипіння), кДж/кг | 288 |
| Теплота сублімації (при температурі плавлення), кДж/моль | 29,16 |
| Молярна теплоємність C p газу (при -73 ... 5727 ° С), Дж / (моль К) | 31,7…40,6 |
| Молярна теплоємність C p рідкого хлору (при -101…-34°С), Дж/(моль·К) | 67,1…65,7 |
| Коефіцієнт теплопровідності газу при 0°С, Вт/(м·К) | 0,008 |
| Коефіцієнт теплопровідності рідкого хлору при 30°С, Вт/(м·К) | 0,62 |
| Ентальпія газу, кДж/кг | 1,377 |
| Ентальпія насиченої пари, кДж/кг | 1,306 |
| Ентальпія рідкого хлору, кДж/кг | 0,879 |
| Показник заломлення при 14°С | 1,367 |
| Питома електропровідність за -70°С, Див/м | 10 -18 |
| Спорідненість до електрона, кДж/моль | 357 |
| Енергія іонізації, кДж/моль | 1260 |
Щільність хлору
При нормальних умовах хлор є важким газом, щільність якого приблизно в 2,5 рази вище. Щільність газоподібного та рідкого хлору за нормальних умов (при 0°С) дорівнює, відповідно 3,214 і 1468 кг/м 3. При нагріванні рідкого або газоподібного хлору його густина знижується через збільшення обсягу внаслідок теплового розширення.
Щільність газоподібного хлору
У таблиці представлені значення щільності хлору в газоподібному стані при різних температурах (в інтервалі від -30 до 140°С) та нормальному атмосферному тиску (1,013 10 5 Па). Щільність хлору змінюється із зміною температури – при нагріванні вона зменшується. Наприклад, при 20°С густина хлору дорівнює 2,985 кг/м 3а при підвищенні температури цього газу до 100°С, величина щільності знижується до значення 2,328 кг/м 3 .
| t, °С | ρ, кг/м 3 | t, °С | ρ, кг/м 3 |
|---|---|---|---|
| -30 | 3,722 | 60 | 2,616 |
| -20 | 3,502 | 70 | 2,538 |
| -10 | 3,347 | 80 | 2,464 |
| 0 | 3,214 | 90 | 2,394 |
| 10 | 3,095 | 100 | 2,328 |
| 20 | 2,985 | 110 | 2,266 |
| 30 | 2,884 | 120 | 2,207 |
| 40 | 2,789 | 130 | 2,15 |
| 50 | 2,7 | 140 | 2,097 |
При зростанні тиску щільність хлору збільшується. Нижче в таблицях наведена щільність газоподібного хлору в інтервалі температури від -40 до 140°З тиску від 26,6·10 5 до 213·10 5 Па. З підвищенням тиску щільність хлору у газоподібному стані збільшується пропорційно. Наприклад, збільшення тиску хлору з 53,2 10 5 до 106,4 10 5 Па при температурі 10°З призводить до двократного збільшення щільності цього газу.
| ↓ t, °З | P, кПа → | 26,6 | 53,2 | 79,8 | 101,3 |
|---|---|---|---|---|
| -40 | 0,9819 | 1,996 | — | — |
| -30 | 0,9402 | 1,896 | 2,885 | 3,722 |
| -20 | 0,9024 | 1,815 | 2,743 | 3,502 |
| -10 | 0,8678 | 1,743 | 2,629 | 3,347 |
| 0 | 0,8358 | 1,678 | 2,528 | 3,214 |
| 10 | 0,8061 | 1,618 | 2,435 | 3,095 |
| 20 | 0,7783 | 1,563 | 2,35 | 2,985 |
| 30 | 0,7524 | 1,509 | 2,271 | 2,884 |
| 40 | 0,7282 | 1,46 | 2,197 | 2,789 |
| 50 | 0,7055 | 1,415 | 2,127 | 2,7 |
| 60 | 0,6842 | 1,371 | 2,062 | 2,616 |
| 70 | 0,6641 | 1,331 | 2 | 2,538 |
| 80 | 0,6451 | 1,292 | 1,942 | 2,464 |
| 90 | 0,6272 | 1,256 | 1,888 | 2,394 |
| 100 | 0,6103 | 1,222 | 1,836 | 2,328 |
| 110 | 0,5943 | 1,19 | 1,787 | 2,266 |
| 120 | 0,579 | 1,159 | 1,741 | 2,207 |
| 130 | 0,5646 | 1,13 | 1,697 | 2,15 |
| 140 | 0,5508 | 1,102 | 1,655 | 2,097 |
| ↓ t, °З | P, кПа → | 133 | 160 | 186 | 213 |
|---|---|---|---|---|
| -20 | 4,695 | 5,768 | — | — |
| -10 | 4,446 | 5,389 | 6,366 | 7,389 |
| 0 | 4,255 | 5,138 | 6,036 | 6,954 |
| 10 | 4,092 | 4,933 | 5,783 | 6,645 |
| 20 | 3,945 | 4,751 | 5,565 | 6,385 |
| 30 | 3,809 | 4,585 | 5,367 | 6,154 |
| 40 | 3,682 | 4,431 | 5,184 | 5,942 |
| 50 | 3,563 | 4,287 | 5,014 | 5,745 |
| 60 | 3,452 | 4,151 | 4,855 | 5,561 |
| 70 | 3,347 | 4,025 | 4,705 | 5,388 |
| 80 | 3,248 | 3,905 | 4,564 | 5,225 |
| 90 | 3,156 | 3,793 | 4,432 | 5,073 |
| 100 | 3,068 | 3,687 | 4,307 | 4,929 |
| 110 | 2,985 | 3,587 | 4,189 | 4,793 |
| 120 | 2,907 | 3,492 | 4,078 | 4,665 |
| 130 | 2,832 | 3,397 | 3,972 | 4,543 |
| 140 | 2,761 | 3,319 | 3,87 | 4,426 |
Щільність рідкого хлору
Рідкий хлор може існувати відносно вузькому температурному діапазоні, межі якого лежать від мінус 100,5 до плюс 144°С (тобто від температури плавлення до критичної температури). Вище температури 144°С хлор не перейде в рідкий стан за жодного тиску. Щільність рідкого хлору у цьому температурному інтервалі змінюється від 1717 до 573 кг/м 3 .
| t, °С | ρ, кг/м 3 | t, °С | ρ, кг/м 3 |
|---|---|---|---|
| -100 | 1717 | 30 | 1377 |
| -90 | 1694 | 40 | 1344 |
| -80 | 1673 | 50 | 1310 |
| -70 | 1646 | 60 | 1275 |
| -60 | 1622 | 70 | 1240 |
| -50 | 1598 | 80 | 1199 |
| -40 | 1574 | 90 | 1156 |
| -30 | 1550 | 100 | 1109 |
| -20 | 1524 | 110 | 1059 |
| -10 | 1496 | 120 | 998 |
| 0 | 1468 | 130 | 920 |
| 10 | 1438 | 140 | 750 |
| 20 | 1408 | 144 | 573 |
Питома теплоємність хлору
Питома теплоємністьгазоподібного хлору C p у розмірності кДж/(кг·К) в інтервалі температури від 0 до 1200°З нормальному атмосферному тиску може бути розрахована за формулою:
де T - абсолютна температура хлору в градусах Кельвіна.
Слід зазначити, що за нормальних умов питома теплоємність хлору має значення 471 Дж/(кгК) і при нагріванні збільшується. Зростання теплоємності при температурах вище 500°С стає незначним, і за високих температур питома теплоємність хлору мало змінюється.
У таблиці наведено результати розрахунку питомої теплоємності хлору за зазначеною формулою (похибка розрахунку становить близько 1%).
| t, °С | C p , Дж/(кг К) | t, °С | C p , Дж/(кг К) |
|---|---|---|---|
| 0 | 471 | 250 | 506 |
| 10 | 474 | 300 | 508 |
| 20 | 477 | 350 | 510 |
| 30 | 480 | 400 | 511 |
| 40 | 482 | 450 | 512 |
| 50 | 485 | 500 | 513 |
| 60 | 487 | 550 | 514 |
| 70 | 488 | 600 | 514 |
| 80 | 490 | 650 | 515 |
| 90 | 492 | 700 | 515 |
| 100 | 493 | 750 | 515 |
| 110 | 494 | 800 | 516 |
| 120 | 496 | 850 | 516 |
| 130 | 497 | 900 | 516 |
| 140 | 498 | 950 | 516 |
| 150 | 499 | 1000 | 517 |
| 200 | 503 | 1100 | 517 |
При температурі близької абсолютному нулю хлор перебуває у твердому стані і має низьку величину питомої теплоємності (19 Дж/(кг·К)). У міру збільшення температури твердого Cl 2 його теплоємність зростає і досягає при мінус 143°З величини 720 Дж/(кгК).
Рідкий хлор має питому теплоємність 918 ... 949 Дж / (кг К) в інтервалі від 0 до -90 градусів Цельсія. За даними таблиці видно, що питома теплоємність рідкого хлору вище газоподібного і зі збільшенням температури знижується.
Теплопровідність хлору
У таблиці подано значення коефіцієнтів теплопровідності газоподібного хлору при нормальному атмосферному тиску в інтервалі температури від -70 до 400°С.
Коефіцієнт теплопровідності хлору при нормальних умовах становить 0,0079 Вт/(м·град), що в 3 рази менше ніж при тих же температурі і тиску. Нагрівання хлору призводить до підвищення його теплопровідності. Так, при температурі 100°С значення цієї фізичної властивості хлору збільшується до 0,0114 Вт/(м·град).
| t, °С | λ, Вт/(м·град) | t, °С | λ, Вт/(м·град) |
|---|---|---|---|
| -70 | 0,0054 | 50 | 0,0096 |
| -60 | 0,0058 | 60 | 0,01 |
| -50 | 0,0062 | 70 | 0,0104 |
| -40 | 0,0065 | 80 | 0,0107 |
| -30 | 0,0068 | 90 | 0,0111 |
| -20 | 0,0072 | 100 | 0,0114 |
| -10 | 0,0076 | 150 | 0,0133 |
| 0 | 0,0079 | 200 | 0,0149 |
| 10 | 0,0082 | 250 | 0,0165 |
| 20 | 0,0086 | 300 | 0,018 |
| 30 | 0,009 | 350 | 0,0195 |
| 40 | 0,0093 | 400 | 0,0207 |
В'язкість хлору
Коефіцієнт динамічної в'язкості газоподібного хлору в інтервалі температури 20 ... 500 ° С можна приблизно обчислити за формулою:
де η T - коефіцієнт динамічної в'язкості хлору при заданій температурі T, К;
η T 0 - коефіцієнт динамічної в'язкості хлору при температурі T 0 =273 К (при н. у.);
З - константа Сюзерленда (для хлору С = 351).
За нормальних умов динамічна в'язкість хлору дорівнює 0,0123·10 -3 Па·с. При нагріванні таке фізична властивістьхлору, як в'язкість, набуває більш високих значень.
Рідкий хлор має в'язкість набагато вище, ніж газоподібний. Наприклад, при температурі 20°С динамічна в'язкість рідкого хлору має величину 0,345 10 -3 Па·с і при зростанні температури знижується.
Джерела:
- Барков С. А. Галогени та підгрупа марганцю. Елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Допомога для учнів. М.: Просвітництво, 1976 - 112 с.
- Таблиці фізичних величин. Довідник За ред. акад. І. К. Кікоїна. М.: Атоміздат, 1976 - 1008 с.
- Якименко Л. М., Пасманик М. І. Довідник з виробництва хлору, каустичної соди та основних хлорпродуктів. Вид. 2-ге, пров. та ін М.: Хімія, 1976 - 440 с.
Хлор, мабуть, отримували ще алхіміки, та його відкриття і перше дослідження нерозривно пов'язані з ім'ям знаменитого шведського хіміка Карла Вільгельма Шееле . Шееле відкрив п'ять хімічних елементів – барій та марганець (спільно з Юханом Ганом), молібден, вольфрам, хлор, а незалежно від інших хіміків (хоча і пізніше) – ще три: кисень, водень та азот. Це досягнення згодом не зміг повторити жодного хіміка. При цьому Шееле, вже обраний членом Шведської королівської академії наук, був простим аптекарем у Чепінгу, хоча міг зайняти більш почесну та престижну посаду. Сам Фрідріх II Великий, прусський король, пропонував йому обійняти посаду професора хімії Берлінського університету. Відмовляючись від подібних привабливих пропозицій, Шееле говорив: "Я не можу їсти більше, ніж мені потрібно, а того, що я заробляю тут у Чепінгу, мені вистачає на їжу".
Численні сполуки хлору були відомі, звичайно, задовго до Шееле. Цей елемент входить до складу багатьох солей, у тому числі найвідомішої – кухонної солі. У 1774 Шееле виділив хлор у вільному вигляді, нагріваючи чорний мінерал піролюзит з концентрованою соляною кислотою: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Спочатку хіміки розглядали хлор не як елемент, бо як хімічне з'єднання невідомого елемента мурію (від латинського muria – розсіл) з киснем. Вважалося, як і соляна кислота (її називали муриевой) містить хімічно зв'язаний кисень. Про це свідчив, зокрема, такий факт: при стоянні розчину хлору на світлі з нього виділявся кисень, а в розчині залишалася соляна кислота. Однак численні спроби відірвати кисень від хлору ні до чого не привели. Так, нікому не вдалося отримати вуглекислий газ, нагріваючи хлор з вугіллям (який при високих температурах «віднімає» кисень від багатьох сполук, що його містять). В результаті подібних дослідів, проведених Гемфрі Деві, Жозеф Луї Гей-Люссаком та Луї Жаком Тенаром, стало ясно, що хлор не містить кисню і є простою речовиною. До того ж висновку привели і досліди Гей-Люссака, який проаналізував кількісне співвідношення газів реакції хлору з воднем.
У 1811 році Деві запропонував для нового елемента назву «хлорин» – від грецьк. "хлорос" - жовто-зелений. Саме такий колір має хлор. Той самий корінь – у слові «хлорофіл» (від грецьк. «хлорос» і «філлон» – лист). Через рік Гей-Люссак скоротив назву до хлору. Але досі англійці (та й американці) називають цей елемент «хлорином» (chlorine), тоді як французи – хлором (chlore). Прийняли скорочену назву і німці – «законодавці» хімії протягом майже 19 ст. (німецькою хлор - Chlor). У 1811 німецький фізик Йоганн Швейгер запропонував для хлору назву галоген (від грецьких халс - сіль, і геннао - народжую). Згодом цей термін закріпився як за хлором, а й усіма його аналогами по сьомий групі – фтором, бромом, йодом, астатом.
Цікавою є демонстрація горіння водню в атмосфері хлору: іноді під час досвіду виникає незвичайний побічний ефект: лунає гудіння. Найчастіше полум'я гуде, коли тонку трубку, якою подається водень, опускають у заповнений хлором посудину конічної форми; те саме справедливо для сферичних колб, а ось в циліндрах полум'я зазвичай не гуде. Це явище назвали «співочим полум'ям».
У водному розчині хлор частково та досить повільно реагує з водою; при 25° З рівновагу: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl встановлюється протягом двох діб. Хлорновата кислота на світлі розкладається: HClO ® HCl + O. Саме атомарному кисню приписують відбілюючий ефект (абсолютно сухий хлор такою здатністю не має).
Хлор у своїх сполуках може виявляти всі ступені окислення – від –1 до +7. З киснем хлор утворює ряд оксидів, всі вони в чистому вигляді нестабільні та вибухонебезпечні: Cl 2 O – жовто-жовтогарячий газ, ClO 2 – жовтий газ (нижче 9,7 про С – яскраво-червона рідина), перхлорат хлору Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3 , світло-жовта рідина), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3 , яскраво-червона рідина), Cl 2 O 7 – безбарвна вибухова рідина. При низьких температурах отримані нестабільні оксиди Cl 2 O 3 та ClO 3 . Оксид ClO 2 виробляється в промисловому масштабі і використовується замість хлору для відбілювання целюлози та знезараження питної води та стічних вод. З іншими галогенами хлор утворює ряд так званих міжгалогенних сполук, наприклад, ClF, ClF 3 , ClF 5 BrCl, ICl, ICl 3 .
Хлор та його сполуки з позитивним ступенем окислення – сильні окислювачі. У 1822 році німецький хімік Леопольд Гмелін шляхом окислення хлором отримав з жовтої кров'яної солі червону: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Хлор легко окислює броміди та хлориди з виділенням у вільному вигляді брому та йоду.
Хлор у різних ступенях окислення утворює ряд кислот: HCl – хлороводнева (соляна, солі – хлориди), HClO – хлорнуватиста (солі – гіпохлорити), HClO 2 – хлориста (солі – хлорити), HClO 3 – хлорнувата (солі – хлорати) 4 – хлорна (солі – перхлорати). У чистому вигляді із кисневих кислот стійка лише хлорна. З солей кисневих кислот практичне застосування мають гіпохлорити, хлорит натрію NaClO 2 – для відбілювання тканин, виготовлення компактних піротехнічних джерел кисню («кисневі свічки»), хлорати калію (бертолетова сіль), кальцію і магнію (для боротьби зі шкідниками сільського господарства, як компоненти піротехнічних складів та вибухових речовин, у виробництві сірників), перхлорати – компоненти вибухових речовин та піротехнічних складів; перхлорат амонію – компонент твердого ракетного палива.
Хлор реагує з багатьма органічними сполуками. Він швидко приєднується до ненасичених сполук з подвійними та потрійними вуглець-вуглецевими зв'язками (реакція з ацетиленом йде з вибухом), а на світлі – і до бензолу. За певних умов хлор може замінювати атоми водню в органічних сполуках: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Ця реакція відіграла значну роль історії органічної хімії. У 1840-х французький хімік Жан Батист Дюма виявив, що при дії хлору на оцтову кислоту з дивовижною легкістю йде реакція
СН 3 СООН + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. При надлишку хлору утворюється трихлороцтова кислота ССl 3 СООН. Однак багато хіміків поставилися до роботи Дюма недовірливо. Адже відповідно до загальноприйнятої тоді теорії Берцеліуса позитивно заряджені атоми водню було неможливо заміститися негативно зарядженими атомами хлору. Цієї думки дотримувалися на той час багато видатних хіміків, серед яких були Фрідріх Велер, Юстус Лібіх і, звичайно, сам Берцеліус.
Щоб висміяти Дюма, Велер передав своєму другові Лібіху статтю від імені якогось Ш.Віндлера (Schwindler – німецькою шахрай) про новий вдалий додаток нібито відкритої Дюма реакції. У статті Велер з явним глузуванням написав про те, як в оцтовокислому марганці Mn(CH 3 COO) 2 вдалося всі елементи, відповідно до їх валентності, замістити на хлор, в результаті чого вийшла жовта кристалічна речовина, що складається з одного тільки хлору. Далі говорилося, що в Англії, послідовно заміщаючи в органічних сполуках всі атоми на атоми хлору, звичайні тканини перетворюють на хлорні, і що при цьому речі зберігають свій зовнішній вигляд. У виносці було зазначено, що лондонські лавки жваво торгують матеріалом, що складається з одного хлору, тому що цей матеріал дуже гарний для нічних ковпаків та теплих штанів.
Реакція хлору з органічними сполуками призводить до утворення безлічі хлорорганічних продуктів, серед яких широко застосовуються розчинники метиленхлорид CH 2 Cl 2 , хлороформ CHCl 3 , чотирихлористий вуглець CCl 4 , трихлоретилен CHCl=CCl 2 , тетрахлоретилен C 2 . У присутності вологи хлор знебарвлює зелене листя рослин, багато барвників. Цим користувалися ще у XVIII ст. для відбілювання тканин.
Хлор як отруйний газ.
Що отримав хлор Шееле відзначив його дуже неприємний різкий запах, утруднення дихання і кашель. Як потім з'ясували, людина відчуває запах хлору навіть у тому випадку, якщо в одному літрі повітря міститься лише 0,005 мг цього газу, і при цьому він вже має подразнюючу дію на дихальні шляхи, руйнуючи клітини слизової оболонки дихальних шляхів та легень. Концентрація 0,012 мг/л переноситься важко; якщо концентрація хлору перевищує 0,1 мг/л, він стає небезпечним життя: дихання частішає, стає судорожним, та був – дедалі рідкіснішим, і вже за 5–25 хвилин відбувається зупинка дихання. Гранично допустимою у повітрі промислових підприємстввважається концентрація 0,001 мг/л, а повітря житлових районів – 0,00003 мг/л.
Петербурзький академік Товій Єгорович Ловіц, повторюючи в 1790 досвід Шееле, випадково випустив значну кількість хлору у повітря. Вдихнувши його, він знепритомнів і впав, потім протягом восьми днів страждав від болісного болю в грудях. На щастя, він одужав. Ледве не помер, отруївшись хлором, і знаменитий англійський хімік Деві. Досліди навіть з невеликою кількістю хлору небезпечні, оскільки можуть спричинити сильне ураження легень. Розповідають, що німецький хімік Егон Віберг одну зі своїх лекцій про хлор почав словами: «Хлор – отруйний газ. Якщо я отруюся під час чергової демонстрації, винесіть мене, будь ласка, на свіже повітря. Але лекцію при цьому доведеться, на жаль, перервати». Якщо ж випустити у повітря багато хлору, він стає справжнім лихом. Це зазнали під час Першої світової війни англо-французькі війська. Вранці 22 квітня 1915 року німецьке командування вирішило провести першу в історії війн газову атаку: коли вітер подув у бік супротивника, на невеликій шестикілометровій ділянці фронту в районі бельгійського містечка Іпр були одночасно відкриті вентилі 5730 балонів, кожен з яких містив 30 кг рідкого хлору. Протягом 5 хвилин утворилася величезна жовто-зелена хмара, яка повільно уникала німецьких окопів у бік союзників. Англійські та французькі солдати виявилися повністю беззахисними. Газ проникав через щілини в укриття, від нього не було порятунку: адже протигаз ще не був винайдений. В результаті було отруєно 15 тисяч людей, із них 5 тисяч – на смерть. Через місяць, 31 травня, німці повторили газову атаку на східному фронті – проти російських військ. Це сталося у Польщі біля міста Болімова. На фронті 12 км із 12 тисяч балонів було випущено 264 тонни суміші хлору із значно отруйнішим фосгеном (хлорангідридом вугільної кислоти COCl 2 ). Царське командування знало про те, що сталося при Іпрі, проте російські солдати не мали ніяких засобів захисту! Внаслідок газової атаки втрати склали 9146 осіб, з них лише 108 – внаслідок рушничного та артилерійського обстрілу, решта було отруєно. При цьому майже відразу ж загинуло 1183 особи.
Незабаром хіміки вказали, як рятуватися від хлору: треба дихати через марлеву пов'язку, просочену розчином натрію тіосульфату (ця речовина застосовується у фотографії, її часто називають гіпосульфітом). Хлор дуже швидко реагує з розчином тіосульфату, окислюючи його:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Звичайно, сірчана кислота теж не нешкідлива речовина, але її розведений водний розчин набагато небезпечніший, ніж отруйний хлор. Тому в тіосульфату в ті роки з'явилася ще одна назва - "антихлор", але перші протигази тіосульфатні були мало ефективні.
У 1916 р. російський хімік, майбутній академік Микола Дмитрович Зелінський винайшов дійсно ефективний протигаз, в якому отруйні речовини затримували шаром активованого вугілля. Таке вугілля з дуже розвиненою поверхнею могло затримати значно більше хлору, ніж просочена гіпосульфітом марля. На щастя, "хлорні атаки" залишилися лише трагічним епізодом в історії. Після світової війни у хлору залишилися лише мирні професії.
Застосування хлору.
Щороку в усьому світі отримують величезну кількість хлору – десятки мільйонів тонн. Тільки США до кінця 20 в. щорічно шляхом електролізу отримували близько 12 млн. тонн хлору (10 місце серед хімічних виробництв). Основна його маса (до 50%) витрачається на хлорування органічних сполук – для отримання розчинників, синтетичного каучуку, полівінілхлориду та інших пластмас, хлоропренового каучуку, пестицидів, лікарських засобів, багатьох інших потрібних і корисних продуктів. Решта споживається для синтезу неорганічних хлоридів, целюлозно-паперової промисловості для відбілювання деревної пульпи, для очищення води. У порівняно невеликих кількостях хлор використовують у металургійній промисловості. З його допомогою одержують дуже чисті метали – титан, олово, тантал, ніобій. Спалюванням водню в хлорі отримують хлороводень, та якщо з нього – соляну кислоту. Хлор застосовують також для виробництва відбілюючих речовин (гіпохлоритів, хлорного вапна) та знезараження води хлоруванням.
Ілля Леєнсон
