хлор

Не путать с хлоридом .

Эта статья о химическом элементе. Чтобы узнать о других значениях, см. Хлор (значения) .

«Cl» и «Cl2» перенаправляются сюда. Чтобы узнать о других значениях, см. CL (значения) и CL2 (значения) .

Хлор, ₁₇ Cl

хлор
Pronunciation	/ˈklɔːriːn, -aɪn/ ​(KLOR-een, -⁠eyen)
Appearance	pale yellow-green gas
Standard atomic weight Ar°(Cl)
	[35.446, 35.457] 35.45±0.01 (abridged)
Chlorine in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson F ↑ Cl ↓ Br sulfur ← chlorine → argon
Atomic number (Z)	17
Group	group 17 (halogens)
Period	period 3
Block	p-block
Electron configuration	[Ne] 3s2 3p5
Electrons per shell	2, 8, 7
Physical properties
Phase at STP	gas
Melting point	(Cl2) 171.6 K ​(−101.5 °C, ​−150.7 °F)
Boiling point	(Cl2) 239.11 K ​(−34.04 °C, ​−29.27 °F)
Density (at STP)	3.2 g/L
when liquid (at b.p.)	1.5625 g/cm3
Triple point	172.22 K, ​1.392 kPa
Critical point	416.9 K, 7.991 MPa
Heat of fusion	(Cl2) 6.406 kJ/mol
Heat of vaporisation	(Cl2) 20.41 kJ/mol
Molar heat capacity	(Cl2) 33.949 J/(mol·K)
Vapour pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 128 139 153 170 197 239
Atomic properties
Oxidation states	−1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 (a strongly acidic oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 3.16
Ionisation energies	1st: 1251.2 kJ/mol 2nd: 2298 kJ/mol 3rd: 3822 kJ/mol (more)
Covalent radius	102±4 pm
Van der Waals radius	175 pm
Spectral lines of chlorine
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​orthorhombic (oS8)
Lattice constants	a = 630.80 pm b = 455.83 pm c = 815.49 pm (at triple point)
Thermal conductivity	8.9×10−3 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	>10 Ω⋅m (at 20 °C)
Magnetic ordering	diamagnetic
Molar magnetic susceptibility	−40.5×10−6 cm3/mol
Speed of sound	206 m/s (gas, at 0 °C)
CAS Number	Cl2: 7782-50-5
History
Discovery and first isolation	Carl Wilhelm Scheele (1774)
Recognized as an element by	Humphry Davy (1808)
Isotopes of chlorine
Main isotopes Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 35Cl 76% stable 36Cl trace 3.01×105 y β− 36Ar ε 36S 37Cl 24% stable

Хлор — химический элемент ; он имеет символ Cl и атомный номер 17. Второй по легкости из галогенов , он появляется между фтором и бромом в периодической таблице , и его свойства в основном занимают промежуточное положение между ними. Хлор представляет собой желто-зеленый газ при комнатной температуре. Это чрезвычайно реакционноспособный элемент и сильный окислитель : среди элементов он имеет самое высокое сродство к электрону и третье место по электроотрицательности по пересмотренной шкале Полинга , уступая только кислороду и фтору.

Хлор играл важную роль в экспериментах, проводимых средневековыми алхимиками , которые обычно включали нагревание хлоридных солей, таких как хлорид аммония ( аммиачный раствор ) и хлорид натрия ( обычная соль ), с получением различных химических веществ, содержащих хлор, таких как хлористый водород , ртуть (II). ) хлорид (едкая сулема) и царская водка . Однако природа газообразного свободного хлора как отдельного вещества была признана только около 1630 года Яном Баптистом ван Гельмонтом . Карл Вильгельм Шееле в 1774 году описал газообразный хлор, предполагая, что это оксид нового элемента. В 1809 году химики предположили, что газ может быть чистым элементом, и это было подтверждено сэром Хамфри Дэви в 1810 году, который назвал его в честь древнегреческого χλωρός ( khlōrós , «бледно-зеленый») из-за его цвета.

Because of its great reactivity, all chlorine in the Earth's crust is in the form of ionic chloride compounds, which includes table salt. It is the second-most abundant halogen (after fluorine) and twenty-first most abundant chemical element in Earth's crust. These crustal deposits are nevertheless dwarfed by the huge reserves of chloride in seawater.

Elemental chlorine is commercially produced from brine by electrolysis, predominantly in the chloralkali process. The high oxidising potential of elemental chlorine led to the development of commercial bleaches and disinfectants, and a reagent for many processes in the chemical industry. Chlorine is used in the manufacture of a wide range of consumer products, about two-thirds of them organic chemicals such as polyvinyl chloride (PVC), many intermediates for the production of plastics, and other end products which do not contain the element. As a common disinfectant, elemental chlorine and chlorine-generating compounds are used more directly in swimming pools to keep them sanitary. Elemental chlorine at high concentration is extremely dangerous, and poisonous to most living organisms. As a chemical warfare agent, chlorine was first used in World War I as a poison gas weapon.

In the form of chloride ions, chlorine is necessary to all known species of life. Other types of chlorine compounds are rare in living organisms, and artificially produced chlorinated organics range from inert to toxic. In the upper atmosphere, chlorine-containing organic molecules such as chlorofluorocarbons have been implicated in ozone depletion. Small quantities of elemental chlorine are generated by oxidation of chloride ions in neutrophils as part of an immune system response against bacteria.

History

The most common compound of chlorine, sodium chloride, has been known since ancient times; archaeologists have found evidence that rock salt was used as early as 3000 BC and brine as early as 6000 BC.

Early discoveries

Around 900, the authors of the Arabic writings attributed to Jabir ibn Hayyan (Latin: Geber) and the Persian physician and alchemist Abu Bakr al-Razi (c. 865–925, Latin: Rhazes) were experimenting with sal ammoniac (ammonium chloride), which when it was distilled together with vitriol (hydrated sulfates of various metals) produced hydrogen chloride. However, it appears that in these early experiments with chloride salts, the gaseous products were discarded, and hydrogen chloride may have been produced many times before it was discovered that it can be put to chemical use. One of the first such uses was the synthesis of mercury(II) chloride (corrosive sublimate), whose production from the heating of mercury either with alum and ammonium chloride or with vitriol and sodium chloride was first described in the De aluminibus et salibus ("On Alums and Salts", an eleventh- or twelfth century Arabic text falsely attributed to Abu Bakr al-Razi and translated into Latin in the second half of the twelfth century by Gerard of Cremona, 1144–1187). Another important development was the discovery by pseudo-Geber (in the De inventione veritatis, "On the Discovery of Truth", after c. 1300) that by adding ammonium chloride to nitric acid, a strong solvent capable of dissolving gold (i.e., aqua regia) could be produced. Although aqua regia is an unstable mixture that continually gives off fumes containing free chlorine gas, this chlorine gas appears to have been ignored until c. 1630, when its nature as a separate gaseous substance was recognised by the Brabantian chemist and physician Jan Baptist van Helmont.

Carl Wilhelm Scheele, discoverer of chlorine

Isolation

The element was first studied in detail in 1774 by Swedish chemist Carl Wilhelm Scheele, and he is credited with the discovery. Scheele produced chlorine by reacting MnO₂ (as the mineral pyrolusite) with HCl:

4 HCl + MnO₂ → MnCl₂ + 2 H₂O + Cl₂

Scheele observed several of the properties of chlorine: the bleaching effect on litmus, the deadly effect on insects, the yellow-green colour, and the smell similar to aqua regia. He called it "dephlogisticated muriatic acid air" since it is a gas (then called "airs") and it came from hydrochloric acid (then known as "muriatic acid"). He failed to establish chlorine as an element.

Common chemical theory at that time held that an acid is a compound that contains oxygen (remnants of this survive in the German and Dutch names of oxygen: sauerstoff or zuurstof, both translating into English as acid substance), so a number of chemists, including Claude Berthollet, suggested that Scheele's dephlogisticated muriatic acid air must be a combination of oxygen and the yet undiscovered element, muriaticum.

In 1809, Joseph Louis Gay-Lussac and Louis-Jacques Thénard tried to decompose dephlogisticated muriatic acid air by reacting it with charcoal to release the free element muriaticum (and carbon dioxide). They did not succeed and published a report in which they considered the possibility that dephlogisticated muriatic acid air is an element, but were not convinced.

In 1810, Sir Humphry Davy tried the same experiment again, and concluded that the substance was an element, and not a compound. He announced his results to the Royal Society on 15 November that year. At that time, he named this new element "chlorine", from the Greek word χλωρος (chlōros, "green-yellow"), in reference to its colour. The name "halogen", meaning "salt producer", was originally used for chlorine in 1811 by Johann Salomo Christoph Schweigger. This term was later used as a generic term to describe all the elements in the chlorine family (fluorine, bromine, iodine), after a suggestion by Jöns Jakob Berzelius in 1826. In 1823, Michael Faraday liquefied chlorine for the first time, and demonstrated that what was then known as "solid chlorine" had a structure of chlorine hydrate (Cl₂·H₂O).

Later uses

Chlorine gas was first used by French chemist Claude Berthollet to bleach textiles in 1785. Modern bleaches resulted from further work by Berthollet, who first produced sodium hypochlorite in 1789 in his laboratory in the town of Javel (now part of Paris, France), by passing chlorine gas through a solution of sodium carbonate. The resulting liquid, known as "Eau de Javel" ("Javel water"), was a weak solution of sodium hypochlorite. This process was not very efficient, and alternative production methods were sought. Scottish chemist and industrialist Charles Tennant first produced a solution of calcium hypochlorite ("chlorinated lime"), then solid calcium hypochlorite (bleaching powder). These compounds produced low levels of elemental chlorine and could be more efficiently transported than sodium hypochlorite, which remained as dilute solutions because when purified to eliminate water, it became a dangerously powerful and unstable oxidizer. Near the end of the nineteenth century, E. S. Smith patented a method of sodium hypochlorite production involving electrolysis of brine to produce sodium hydroxide and chlorine gas, which then mixed to form sodium hypochlorite. This is known as the chloralkali process, first introduced on an industrial scale in 1892, and now the source of most elemental chlorine and sodium hydroxide. In 1884 Chemischen Fabrik Griesheim of Germany developed another chloralkali process which entered commercial production in 1888.

Elemental chlorine solutions dissolved in chemically basic water (sodium and calcium hypochlorite) were first used as anti-putrefaction agents and disinfectants in the 1820s, in France, long before the establishment of the germ theory of disease. This practice was pioneered by Antoine-Germain Labarraque, who adapted Berthollet's "Javel water" bleach and other chlorine preparations. Elemental chlorine has since served a continuous function in topical antisepsis (wound irrigation solutions and the like) and public sanitation, particularly in swimming and drinking water.

Chlorine gas was first used as a weapon on April 22, 1915, at the Second Battle of Ypres by the German Army. The effect on the allies was devastating because the existing gas masks were difficult to deploy and had not been broadly distributed.

Properties

Chlorine, liquefied under a pressure of 7.4 bar at room temperature, displayed in a quartz ampule embedded in acrylic glass

Gaseous chlorine stored inside a 500-mL water bottle. It is not recommended to store chlorine in this manner.

Solid chlorine at −150 °C

Chlorine is the second halogen, being a nonmetal in group 17 of the periodic table. Its properties are thus similar to fluorine, bromine, and iodine, and are largely intermediate between those of the first two. Chlorine has the electron configuration [Ne]3s²3p⁵, with the seven electrons in the third and outermost shell acting as its valence electrons. Like all halogens, it is thus one electron short of a full octet, and is hence a strong oxidising agent, reacting with many elements in order to complete its outer shell. Corresponding to periodic trends, it is intermediate in electronegativity between fluorine and bromine (F: 3.98, Cl: 3.16, Br: 2.96, I: 2.66), and is less reactive than fluorine and more reactive than bromine. It is also a weaker oxidising agent than fluorine, but a stronger one than bromine. Conversely, the chloride ion is a weaker reducing agent than bromide, but a stronger one than fluoride. It is intermediate in atomic radius between fluorine and bromine, and this leads to many of its atomic properties similarly continuing the trend from iodine to bromine upward, such as first ionisation energy, electron affinity, enthalpy of dissociation of the X₂ molecule (X = Cl, Br, I), ionic radius, and X–X bond length. (Fluorine is anomalous due to its small size.)

All four stable halogens experience intermolecular van der Waals forces of attraction, and their strength increases together with the number of electrons among all homonuclear diatomic halogen molecules. Thus, the melting and boiling points of chlorine are intermediate between those of fluorine and bromine: chlorine melts at −101.0 °C and boils at −34.0 °C. As a result of the increasing molecular weight of the halogens down the group, the density and heats of fusion and vaporisation of chlorine are again intermediate between those of bromine and fluorine, although all their heats of vaporisation are fairly low (leading to high volatility) thanks to their diatomic molecular structure. The halogens darken in colour as the group is descended: thus, while fluorine is a pale yellow gas, chlorine is distinctly yellow-green. This trend occurs because the wavelengths of visible light absorbed by the halogens increase down the group. Specifically, the colour of a halogen, such as chlorine, results from the electron transition between the highest occupied antibonding π_g molecular orbital and the lowest vacant antibonding σ_u molecular orbital. The colour fades at low temperatures, so that solid chlorine at −195 °C is almost colourless.

Like solid bromine and iodine, solid chlorine crystallises in the orthorhombic crystal system, in a layered lattice of Cl₂ molecules. The Cl–Cl distance is 198 pm (close to the gaseous Cl–Cl distance of 199 pm) and the Cl···Cl distance between molecules is 332 pm within a layer and 382 pm between layers (compare the van der Waals radius of chlorine, 180 pm). This structure means that chlorine is a very poor conductor of electricity, and indeed its conductivity is so low as to be practically unmeasurable.

Isotopes

Main article: Isotopes of chlorine

Chlorine has two stable isotopes, ³⁵Cl and ³⁷Cl. These are its only two natural isotopes occurring in quantity, with ³⁵Cl making up 76% of natural chlorine and ³⁷Cl making up the remaining 24%. Both are synthesised in stars in the oxygen-burning and silicon-burning processes. Both have nuclear spin 3/2+ and thus may be used for nuclear magnetic resonance, although the spin magnitude being greater than 1/2 results in non-spherical nuclear charge distribution and thus resonance broadening as a result of a nonzero nuclear quadrupole moment and resultant quadrupolar relaxation. The other chlorine isotopes are all radioactive, with half-lives too short to occur in nature primordially. Of these, the most commonly used in the laboratory are ³⁶Cl (t_1/2 = 3.0×10⁵ y) and ³⁸Cl (t_1/2 = 37.2 min), which may be produced from the neutron activation of natural chlorine.

The most stable chlorine radioisotope is ³⁶Cl. The primary decay mode of isotopes lighter than ³⁵Cl is electron capture to isotopes of sulfur; that of isotopes heavier than ³⁷Cl is beta decay to isotopes of argon; and ³⁶Cl may decay by either mode to stable ³⁶S or ³⁶Ar. ³⁶Cl occurs in trace quantities in nature as a cosmogenic nuclide in a ratio of about (7–10) × 10⁻¹³ to 1 with stable chlorine isotopes: it is produced in the atmosphere by spallation of ³⁶Ar by interactions with cosmic ray protons. In the top meter of the lithosphere, ³⁶Cl is generated primarily by thermal neutron activation of ³⁵Cl and spallation of ³⁹K and ⁴⁰Ca. In the subsurface environment, muon capture by ⁴⁰Ca becomes more important as a way to generate ³⁶Cl.

Chemistry and compounds

Halogen bond energies (kJ/mol)

X	XX	HX	BX3	AlX3	CX4
F	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Chlorine is intermediate in reactivity between fluorine and bromine, and is one of the most reactive elements. Chlorine is a weaker oxidising agent than fluorine but a stronger one than bromine or iodine. This can be seen from the standard electrode potentials of the X₂/X⁻ couples (F, +2.866  V; Cl, +1.395 V; Br, +1.087  V; I, +0.615 V; At, approximately +0.3  V). However, this trend is not shown in the bond energies because fluorine is singular due to its small size, low polarisability, and inability to show hypervalence. As another difference, chlorine has a significant chemistry in positive oxidation states while fluorine does not. Chlorination often leads to higher oxidation states than bromination or iodination but lower oxidation states than fluorination. Chlorine tends to react with compounds including M–M, M–H, or M–C bonds to form M–Cl bonds.

Given that E°(⁠1/2⁠O₂/H₂O) = +1.229 V, which is less than +1.395 V, it would be expected that chlorine should be able to oxidise water to oxygen and hydrochloric acid. However, the kinetics of this reaction are unfavorable, and there is also a bubble overpotential effect to consider, so that electrolysis of aqueous chloride solutions evolves chlorine gas and not oxygen gas, a fact that is very useful for the industrial production of chlorine.

Hydrogen chloride

Structure of solid deuterium chloride, with D···Cl hydrogen bonds

The simplest chlorine compound is hydrogen chloride, HCl, a major chemical in industry as well as in the laboratory, both as a gas and dissolved in water as hydrochloric acid. It is often produced by burning hydrogen gas in chlorine gas, or as a byproduct of chlorinating hydrocarbons. Another approach is to treat sodium chloride with concentrated sulfuric acid to produce hydrochloric acid, also known as the "salt-cake" process:

NaCl + H₂SO₄ 150 °C⟶  NaHSO₄ + HCl

NaCl + NaHSO₄ 540–600 °C⟶  Na₂SO₄ + HCl

In the laboratory, hydrogen chloride gas may be made by drying the acid with concentrated sulfuric acid. Deuterium chloride, DCl, may be produced by reacting benzoyl chloride with heavy water (D₂O).

At room temperature, hydrogen chloride is a colourless gas, like all the hydrogen halides apart from hydrogen fluoride, since hydrogen cannot form strong hydrogen bonds to the larger electronegative chlorine atom; however, weak hydrogen bonding is present in solid crystalline hydrogen chloride at low temperatures, similar to the hydrogen fluoride structure, before disorder begins to prevail as the temperature is raised. Hydrochloric acid is a strong acid (pK_a = −7) because the hydrogen bonds to chlorine are too weak to inhibit dissociation. The HCl/H₂O system has many hydrates HCl·nH₂O for n = 1, 2, 3, 4, and 6. Beyond a 1:1 mixture of HCl and H₂O, the system separates completely into two separate liquid phases. Hydrochloric acid forms an azeotrope with boiling point 108.58 °C at 20.22 g HCl per 100 g solution; thus hydrochloric acid cannot be concentrated beyond this point by distillation.

Unlike hydrogen fluoride, anhydrous liquid hydrogen chloride is difficult to work with as a solvent, because its boiling point is low, it has a small liquid range, its dielectric constant is low and it does not dissociate appreciably into H₂Cl⁺ and HCl⁻
₂ ions – the latter, in any case, are much less stable than the bifluoride ions (HF⁻
₂) due to the very weak hydrogen bonding between hydrogen and chlorine, though its salts with very large and weakly polarising cations such as Cs⁺ and NR⁺
₄ (R = Me, Et, Buⁿ) may still be isolated. Anhydrous hydrogen chloride is a poor solvent, only able to dissolve small molecular compounds such as nitrosyl chloride and phenol, or salts with very low lattice energies such as tetraalkylammonium halides. It readily protonates electrophiles containing lone-pairs or π bonds. Solvolysis, ligand replacement reactions, and oxidations are well-characterised in hydrogen chloride solution:

Ph₃SnCl + HCl ⟶ Ph₂SnCl₂ + PhH (solvolysis)

Ph₃COH + 3 HCl ⟶ Ph
₃C⁺
HCl⁻
₂ + H₃O⁺Cl⁻ (solvolysis)

Me
₄N⁺
HCl⁻
₂ + BCl₃ ⟶ Me
₄N⁺
BCl⁻
₄ + HCl (ligand replacement)

PCl₃ + Cl₂ + HCl ⟶ PCl⁺
₄HCl⁻
₂ (oxidation)

Other binary chlorides

Hydrated nickel(II) chloride, NiCl₂(H₂O)₆

Nearly all elements in the periodic table form binary chlorides. The exceptions are decidedly in the minority and stem in each case from one of three causes: extreme inertness and reluctance to participate in chemical reactions (the noble gases, with the exception of xenon in the highly unstable XeCl₂ and XeCl₄); extreme nuclear instability hampering chemical investigation before decay and transmutation (many of the heaviest elements beyond bismuth); and having an electronegativity higher than chlorine's (oxygen and fluorine) so that the resultant binary compounds are formally not chlorides but rather oxides or fluorides of chlorine. Even though nitrogen in NCl₃ is bearing a negative charge, the compound is usually called nitrogen trichloride.

Chlorination of metals with Cl₂ usually leads to a higher oxidation state than bromination with Br₂ when multiple oxidation states are available, such as in MoCl₅ and MoBr₃. Chlorides can be made by reaction of an element or its oxide, hydroxide, or carbonate with hydrochloric acid, and then dehydrated by mildly high temperatures combined with either low pressure or anhydrous hydrogen chloride gas. These methods work best when the chloride product is stable to hydrolysis; otherwise, the possibilities include high-temperature oxidative chlorination of the element with chlorine or hydrogen chloride, high-temperature chlorination of a metal oxide or other halide by chlorine, a volatile metal chloride, carbon tetrachloride, or an organic chloride. For instance, zirconium dioxide reacts with chlorine at standard conditions to produce zirconium tetrachloride, and uranium trioxide reacts with hexachloropropene when heated under reflux to give uranium tetrachloride. The second example also involves a reduction in oxidation state, which can also be achieved by reducing a higher chloride using hydrogen or a metal as a reducing agent. This may also be achieved by thermal decomposition or disproportionation as follows:

EuCl₃ + ⁠1/2⁠ H₂ ⟶ EuCl₂ + HCl

ReCl₅ at "bp"⟶  ReCl₃ + Cl₂

AuCl₃ 160 °C⟶  AuCl + Cl₂

Most metal chlorides with the metal in low oxidation states (+1 to +3) are ionic. Nonmetals tend to form covalent molecular chlorides, as do metals in high oxidation states from +3 and above. Both ionic and covalent chlorides are known for metals in oxidation state +3 (e.g. scandium chloride is mostly ionic, but aluminium chloride is not). Silver chloride is very insoluble in water and is thus often used as a qualitative test for chlorine.

Polychlorine compounds

Although dichlorine is a strong oxidising agent with a high first ionisation energy, it may be oxidised under extreme conditions to form the [Cl₂]⁺ cation. This is very unstable and has only been characterised by its electronic band spectrum when produced in a low-pressure discharge tube. The yellow [Cl₃]⁺ cation is more stable and may be produced as follows:

Cl₂ + ClF + AsF₅ −78 °C⟶ [Cl₃]⁺[AsF₆]⁻

This reaction is conducted in the oxidising solvent arsenic pentafluoride. The trichloride anion, [Cl₃]⁻, has also been characterised; it is analogous to triiodide.

Chlorine fluorides

The three fluorides of chlorine form a subset of the interhalogen compounds, all of which are diamagnetic. Some cationic and anionic derivatives are known, such as ClF⁻
₂, ClF⁻
₄, ClF⁺
₂, and Cl₂F⁺. Some pseudohalides of chlorine are also known, such as cyanogen chloride (ClCN, linear), chlorine cyanate (ClNCO), chlorine thiocyanate (ClSCN, unlike its oxygen counterpart), and chlorine azide (ClN₃).

Chlorine monofluoride (ClF) is extremely thermally stable, and is sold commercially in 500-gram steel lecture bottles. It is a colourless gas that melts at −155.6 °C and boils at −100.1 °C. It may be produced by the reaction of its elements at 225 °C, though it must then be separated and purified from chlorine trifluoride and its reactants. Its properties are mostly intermediate between those of chlorine and fluorine. It will react with many metals and nonmetals from room temperature and above, fluorinating them and liberating chlorine. It will also act as a chlorofluorinating agent, adding chlorine and fluorine across a multiple bond or by oxidation: for example, it will attack carbon monoxide to form carbonyl chlorofluoride, COFCl. It will react analogously with hexafluoroacetone, (CF₃)₂CO, with a potassium fluoride catalyst to produce heptafluoroisopropyl hypochlorite, (CF₃)₂CFOCl; with nitriles RCN to produce RCF₂NCl₂; and with the sulfur oxides SO₂ and SO₃ to produce ClSO₂F and ClOSO₂F respectively. It will also react exothermically with compounds containing –OH and –NH groups, such as water:

H₂O + 2 ClF ⟶ 2 HF + Cl₂O

Chlorine trifluoride (ClF₃) is a volatile colourless molecular liquid which melts at −76.3 °C and boils at 11.8  °C. It may be formed by directly fluorinating gaseous chlorine or chlorine monofluoride at 200–300 °C. One of the most reactive chemical compounds known, the list of elements it sets on fire is diverse, containing hydrogen, potassium, phosphorus, arsenic, antimony, sulfur, selenium, tellurium, bromine, iodine, and powdered molybdenum, tungsten, rhodium, iridium, and iron. It will also ignite water, along with many substances which in ordinary circumstances would be considered chemically inert such as asbestos, concrete, glass, and sand. When heated, it will even corrode noble metals as palladium, platinum, and gold, and even the noble gases xenon and radon do not escape fluorination. An impermeable fluoride layer is formed by sodium, magnesium, aluminium, zinc, tin, and silver, which may be removed by heating. Nickel, copper, and steel containers are usually used due to their great resistance to attack by chlorine trifluoride, stemming from the formation of an unreactive layer of metal fluoride. Its reaction with hydrazine to form hydrogen fluoride, nitrogen, and chlorine gases was used in experimental rocket engine, but has problems largely stemming from its extreme hypergolicity resulting in ignition without any measurable delay. Today, it is mostly used in nuclear fuel processing, to oxidise uranium to uranium hexafluoride for its enriching and to separate it from plutonium, as well as in the semiconductor industry, where it is used to clean chemical vapor deposition chambers. It can act as a fluoride ion donor or acceptor (Lewis base or acid), although it does not dissociate appreciably into ClF⁺
₂ and ClF⁻
₄ ions.

Chlorine pentafluoride (ClF₅) is made on a large scale by direct fluorination of chlorine with excess fluorine gas at 350 °C and 250 atm, and on a small scale by reacting metal chlorides with fluorine gas at 100–300 °C. It melts at −103 °C and boils at −13.1 °C. It is a very strong fluorinating agent, although it is still not as effective as chlorine trifluoride. Only a few specific stoichiometric reactions have been characterised. Arsenic pentafluoride and antimony pentafluoride form ionic adducts of the form [ClF₄]⁺[MF₆]⁻ (M = As, Sb) and water reacts vigorously as follows:

2 H₂O + ClF₅ ⟶ 4 HF + FClO₂

The product, chloryl fluoride, is one of the five known chlorine oxide fluorides. These range from the thermally unstable FClO to the chemically unreactive perchloryl fluoride (FClO₃), the other three being FClO₂, F₃ClO, and F₃ClO₂. All five behave similarly to the chlorine fluorides, both structurally and chemically, and may act as Lewis acids or bases by gaining or losing fluoride ions respectively or as very strong oxidising and fluorinating agents.

Chlorine oxides

Yellow chlorine dioxide (ClO₂) gas above a solution of hydrochloric acid and sodium chlorite in water, also containing dissolved chlorine dioxide

Structure of dichlorine heptoxide, Cl₂O₇, the most stable of the chlorine oxides

The chlorine oxides are well-studied in spite of their instability (all of them are endothermic compounds). They are important because they are produced when chlorofluorocarbons undergo photolysis in the upper atmosphere and cause the destruction of the ozone layer. None of them can be made from directly reacting the elements.

Dichlorine monoxide (Cl₂O) is a brownish-yellow gas (red-brown when solid or liquid) which may be obtained by reacting chlorine gas with yellow mercury(II) oxide. It is very soluble in water, in which it is in equilibrium with hypochlorous acid (HOCl), of which it is the anhydride. It is thus an effective bleach and is mostly used to make hypochlorites. It explodes on heating or sparking or in the presence of ammonia gas.

Chlorine dioxide (ClO₂) was the first chlorine oxide to be discovered in 1811 by Humphry Davy. It is a yellow paramagnetic gas (deep-red as a solid or liquid), as expected from its having an odd number of electrons: it is stable towards dimerisation due to the delocalisation of the unpaired electron. It explodes above −40 °C as a liquid and under pressure as a gas and therefore must be made at low concentrations for wood-pulp bleaching and water treatment. It is usually prepared by reducing a chlorate as follows:

ClO⁻
₃ + Cl⁻ + 2 H⁺ ⟶ ClO₂ + ⁠1/2⁠ Cl₂ + H₂O

Its production is thus intimately linked to the redox reactions of the chlorine oxoacids. It is a strong oxidising agent, reacting with sulfur, phosphorus, phosphorus halides, and potassium borohydride. It dissolves exothermically in water to form dark-green solutions that very slowly decompose in the dark. Crystalline clathrate hydrates ClO₂·nH₂O (n ≈ 6–10) separate out at low temperatures. However, in the presence of light, these solutions rapidly photodecompose to form a mixture of chloric and hydrochloric acids. Photolysis of individual ClO₂ molecules result in the radicals ClO and ClOO, while at room temperature mostly chlorine, oxygen, and some ClO₃ and Cl₂O₆ are produced. Cl₂O₃ is also produced when photolysing the solid at −78 °C: it is a dark brown solid that explodes below 0 °C. The ClO radical leads to the depletion of atmospheric ozone and is thus environmentally important as follows:

Cl• + O₃ ⟶ ClO• + O₂

ClO• + O• ⟶ Cl• + O₂

Chlorine perchlorate (ClOClO₃) is a pale yellow liquid that is less stable than ClO₂ and decomposes at room temperature to form chlorine, oxygen, and dichlorine hexoxide (Cl₂O₆). Chlorine perchlorate may also be considered a chlorine derivative of perchloric acid (HOClO₃), similar to the thermally unstable chlorine derivatives of other oxoacids: examples include chlorine nitrate (ClONO₂, vigorously reactive and explosive), and chlorine fluorosulfate (ClOSO₂F, more stable but still moisture-sensitive and highly reactive). Dichlorine hexoxide is a dark-red liquid that freezes to form a solid which turns yellow at −180 °C: it is usually made by reaction of chlorine dioxide with oxygen. Despite attempts to rationalise it as the dimer of ClO₃, it reacts more as though it were chloryl perchlorate, [ClO₂]⁺[ClO₄]⁻, which has been confirmed to be the correct structure of the solid. It hydrolyses in water to give a mixture of chloric and perchloric acids: the analogous reaction with anhydrous hydrogen fluoride does not proceed to completion.

Dichlorine heptoxide (Cl₂O₇) is the anhydride of perchloric acid (HClO₄) and can readily be obtained from it by dehydrating it with phosphoric acid at −10 °C and then distilling the product at −35 °C and 1 mmHg. It is a shock-sensitive, colourless oily liquid. It is the least reactive of the chlorine oxides, being the only one to not set organic materials on fire at room temperature. It may be dissolved in water to regenerate perchloric acid or in aqueous alkalis to regenerate perchlorates. However, it thermally decomposes explosively by breaking one of the central Cl–O bonds, producing the radicals ClO₃ and ClO₄ which immediately decompose to the elements through intermediate oxides.

Chlorine oxoacids and oxyanions

Standard reduction potentials for aqueous Cl species

E°(couple)	a(H+) = 1 (acid)	E°(couple)	a(OH−) = 1 (base)
Cl2/Cl−	+1.358	Cl2/Cl−	+1.358
HOCl/Cl−	+1.484	ClO−/Cl−	+0.890
ClO− 3/Cl−	+1.459
HOCl/Cl2	+1.630	ClO−/Cl2	+0.421
HClO2/Cl2	+1.659
ClO− 3/Cl2	+1.468
ClO− 4/Cl2	+1.277
HClO2/HOCl	+1.701	ClO− 2/ClO−	+0.681
		ClO− 3/ClO−	+0.488
ClO− 3/HClO2	+1.181	ClO− 3/ClO− 2	+0.295
ClO− 4/ClO− 3	+1.201	ClO− 4/ClO− 3	+0.374

Chlorine forms four oxoacids: hypochlorous acid (HOCl), chlorous acid (HOClO), chloric acid (HOClO₂), and perchloric acid (HOClO₃). As can be seen from the redox potentials given in the adjacent table, chlorine is much more stable towards disproportionation in acidic solutions than in alkaline solutions:

Cl2 + H2O	⇌ HOCl + H+ + Cl−	Kac = 4.2 × 10−4 mol2 l−2
Cl2 + 2 OH−	⇌ OCl− + H2O + Cl−	Kalk = 7.5 × 1015 mol−1 l

The hypochlorite ions also disproportionate further to produce chloride and chlorate (3 ClO⁻ ⇌ 2 Cl⁻ + ClO⁻
₃) but this reaction is quite slow at temperatures below 70 °C in spite of the very favourable equilibrium constant of 10²⁷. The chlorate ions may themselves disproportionate to form chloride and perchlorate (4 ClO⁻
₃ ⇌ Cl⁻ + 3 ClO⁻
₄) but this is still very slow even at 100 °C despite the very favourable equilibrium constant of 10²⁰. The rates of reaction for the chlorine oxyanions increases as the oxidation state of chlorine decreases. The strengths of the chlorine oxyacids increase very quickly as the oxidation state of chlorine increases due to the increasing delocalisation of charge over more and more oxygen atoms in their conjugate bases.

Most of the chlorine oxoacids may be produced by exploiting these disproportionation reactions. Hypochlorous acid (HOCl) is highly reactive and quite unstable; its salts are mostly used for their bleaching and sterilising abilities. They are very strong oxidising agents, transferring an oxygen atom to most inorganic species. Chlorous acid (HOClO) is even more unstable and cannot be isolated or concentrated without decomposition: it is known from the decomposition of aqueous chlorine dioxide. However, sodium chlorite is a stable salt and is useful for bleaching and stripping textiles, as an oxidising agent, and as a source of chlorine dioxide. Chloric acid (HOClO₂) is a strong acid that is quite stable in cold water up to 30% concentration, but on warming gives chlorine and chlorine dioxide. Evaporation under reduced pressure allows it to be concentrated further to about 40%, but then it decomposes to perchloric acid, chlorine, oxygen, water, and chlorine dioxide. Its most important salt is sodium chlorate, mostly used to make chlorine dioxide to bleach paper pulp. The decomposition of chlorate to chloride and oxygen is a common way to produce oxygen in the laboratory on a small scale. Chloride and chlorate may comproportionate to form chlorine as follows:

ClO⁻
₃ + 5 Cl⁻ + 6 H⁺ ⟶ 3 Cl₂ + 3 H₂O

Perchlorates and perchloric acid (HOClO₃) are the most stable oxo-compounds of chlorine, in keeping with the fact that chlorine compounds are most stable when the chlorine atom is in its lowest (−1) or highest (+7) possible oxidation states. Perchloric acid and aqueous perchlorates are vigorous and sometimes violent oxidising agents when heated, in stark contrast to their mostly inactive nature at room temperature due to the high activation energies for these reactions for kinetic reasons. Perchlorates are made by electrolytically oxidising sodium chlorate, and perchloric acid is made by reacting anhydrous sodium perchlorate or barium perchlorate with concentrated hydrochloric acid, filtering away the chloride precipitated and distilling the filtrate to concentrate it. Anhydrous perchloric acid is a colourless mobile liquid that is sensitive to shock that explodes on contact with most organic compounds, sets hydrogen iodide and thionyl chloride on fire and even oxidises silver and gold. Although it is a weak ligand, weaker than water, a few compounds involving coordinated ClO⁻
₄ are known. The Table below presents typical oxidation states for chlorine element as given in the secondary schools or colleges. Anyhow in university chemistry courses it should be pointed out that there are more complex chemical compounds, the structure of which can only be explained using modern quantum chemical methods, for example, cluster technetium chloride [(CH₃)₄N]₃[Tc₆Cl₁₄], in which 6 of the 14 chlorine atoms are formally divalent, and oxidation states are fractional [1]. In addition, all the above chemical regularities are valid for "normal" or close to normal conditions, while at ultra-high pressures (for example, in the cores of large planets), chlorine can exhibit an oxidation state of -3, forming a Na3Cl compound with sodium, which does not fit into traditional concepts of chemistry.

Chlorine oxidation state	−1	+1	+3	+5	+7
Name	chloride	hypochlorite	chlorite	chlorate	perchlorate
Formula	Cl−	ClO−	ClO− 2	ClO− 3	ClO− 4
Structure

Organochlorine compounds

Main article: Organochlorine compound

Suggested mechanism for the chlorination of a carboxylic acid by phosphorus pentachloride to form an acyl chloride

Like the other carbon–halogen bonds, the C–Cl bond is a common functional group that forms part of core organic chemistry. Formally, compounds with this functional group may be considered organic derivatives of the chloride anion. Due to the difference of electronegativity between chlorine (3.16) and carbon (2.55), the carbon in a C–Cl bond is electron-deficient and thus electrophilic. Chlorination modifies the physical properties of hydrocarbons in several ways: chlorocarbons are typically denser than water due to the higher atomic weight of chlorine versus hydrogen, and aliphatic organochlorides are alkylating agents because chloride is a leaving group.

Alkanes and aryl alkanes may be chlorinated under free-radical conditions, with UV light. However, the extent of chlorination is difficult to control: the reaction is not regioselective and often results in a mixture of various isomers with different degrees of chlorination, though this may be permissible if the products are easily separated. Aryl chlorides may be prepared by the Friedel-Crafts halogenation, using chlorine and a Lewis acid catalyst. The haloform reaction, using chlorine and sodium hydroxide, is also able to generate alkyl halides from methyl ketones, and related compounds. Chlorine adds to the multiple bonds on alkenes and alkynes as well, giving di- or tetrachloro compounds. However, due to the expense and reactivity of chlorine, organochlorine compounds are more commonly produced by using hydrogen chloride, or with chlorinating agents such as phosphorus pentachloride (PCl₅) or thionyl chloride (SOCl₂). The last is very convenient in the laboratory because all side products are gaseous and do not have to be distilled out.

Многие хлорорганические соединения были выделены из природных источников, от бактерий до человека. Хлорированные органические соединения встречаются почти во всех классах биомолекул, включая алкалоиды , терпены , аминокислоты , флавоноиды , стероиды и жирные кислоты . Хлорорганические соединения, в том числе диоксины , образуются в условиях высоких температур лесных пожаров, а диоксины были обнаружены в сохранившейся золе от пожаров, вызванных молниями, которые предшествовали синтетическим диоксинам. различные простые хлорированные углеводороды, включая дихлорметан, хлороформ и четыреххлористый углерод . Кроме того, из морских водорослей были выделены Большая часть хлорметана в окружающей среде образуется естественным путем в результате биологического разложения, лесных пожаров и вулканов.

Некоторые типы хлорорганических соединений, хотя и не все, обладают значительной токсичностью для растений и животных, включая человека. Диоксины, образующиеся при сжигании органических веществ в присутствии хлора, и некоторые инсектициды, такие как ДДТ , являются стойкими органическими загрязнителями , которые представляют опасность при попадании в окружающую среду. Например, ДДТ, который широко использовался для борьбы с насекомыми в середине 20 века, также накапливается в пищевых цепях и вызывает репродуктивные проблемы (например, истончение яичной скорлупы) у некоторых видов птиц. Из-за готового гомолитического деления связи C–Cl с образованием радикалов хлора в верхних слоях атмосферы хлорфторуглероды были постепенно вытеснены из-за вреда, который они наносят озоновому слою.

возникновение

Анализ жидкого хлора

Хлор слишком реакционноспособен, чтобы встречаться в природе в виде свободного элемента, но его очень много в виде хлоридных солей. Это двадцать первый по распространенности элемент в земной коре, его содержание составляет 126 частей на миллион благодаря крупным месторождениям хлоридных минералов, особенно хлорида натрия , которые испарились из водоемов. Все это меркнет по сравнению с запасами ионов хлорида в морской воде: меньшие количества ионов с более высокими концентрациями встречаются в некоторых внутренних морях и подземных соляных колодцах, таких как Большое Соленое озеро в штате Юта и Мертвое море в Израиле.

Небольшие партии газообразного хлора готовят в лаборатории путем соединения соляной кислоты и диоксида марганца , но необходимость возникает редко из-за его легкой доступности. В промышленности элементарный хлор обычно получают электролизом растворенного в воде хлорида натрия. Этот метод, хлорщелочной процесс , промышленно реализованный в 1892 году, в настоящее время обеспечивает большую часть промышленного газообразного хлора. Наряду с хлором в результате этого метода получаются газообразный водород и гидроксид натрия , который является наиболее ценным продуктом. Процесс протекает по следующему химическому уравнению :

2 NaCl + 2 H ₂ O → Cl ₂ + H ₂ + 2 NaOH

Производство

Основная статья: Производство хлора

Хлор в основном производится хлорщелочным способом , хотя существуют и нехлорщелочные процессы. Мировое производство в 2006 году оценивалось в 65 миллионов коротких тонн. Наиболее заметное применение хлора приходится на дезинфекцию воды . 35-40% производимого хлора используется для производства поливинилхлорида через этилендихлорид и винилхлорид . Производимый хлор поставляется в баллонах емкостью от 450 г до 70 кг, а также в бочках (865 кг), вагонах-цистернах (15 тонн по дорогам, 27–90 тонн по железной дороге) и баржах (600–1200 тонн). . Из-за сложности транспортировки элементарного хлора его производство обычно располагается недалеко от места его потребления. Например, производители винилхлорида, такие как Westlake Chemical. и Формоза Пластикс интегрировали хлорщелочные активы.

Хлощелочные процессы

Основная статья: Хлорщелочной процесс

Электролиз растворов хлоридов протекает по следующим уравнениям:

Катод: 2 H ₂ O + 2 е ⁻ → Н ₂ + 2 ОН ⁻

Анод: 2 кл. ⁻ → Cl ₂ + 2 е ⁻

В традиционном случае электролиза хлорида натрия побочными продуктами являются гидроксид натрия и хлор.

В промышленности существуют три хлорщелочных процесса:

• Процесс Кастнера-Келлнера , в котором используется ртутный электрод.
• Процесс с диафрагменной ячейкой, в котором используется асбестовая диафрагма, разделяющая катод и анод.
• Мембранно-клеточный процесс, в котором используется ионообменная мембрана. вместо диафрагмы

Процесс Кастнера-Келлнера был первым методом, использованным в конце девятнадцатого века для производства хлора в промышленных масштабах. Ртуть (токсичная) использовалась в качестве электрода для амальгамации продукта натрия, предотвращая нежелательные побочные реакции.

При электролизе в диафрагменной ячейке диафрагма из асбеста (или полимерного волокна) разделяет катод и анод , предотвращая повторное смешивание хлора, образующегося на аноде, с гидроксидом натрия и водородом, образующимся на катоде. Солевой раствор (рассол) непрерывно подается в анодное отделение и через диафрагму поступает в катодное отделение, где едкая щелочь образуется и частично обедняется рассол. Диафрагменные методы производят разбавленную и слегка загрязненную щелочь, но они не отягощены проблемой утилизации ртути и более энергоэффективны.

В мембранном электролизе используется проницаемая мембрана в качестве ионообменника . Насыщенный раствор хлорида натрия (или калия) пропускают через анодное отделение, оставляя его с более низкой концентрацией . Этот метод также дает очень чистый гидроксид натрия (или калия), но имеет тот недостаток, что требует очень чистого рассола при высоких концентрациях.

Мембранный клеточный процесс производства хлорщелочи

Нехлорщелочные процессы

В процессе Дикона хлористый водород, получаемый при производстве хлорорганических соединений, восстанавливается в виде хлора. Процесс основан на окислении с использованием кислорода:

4 HCl + O ₂ → 2 Cl ₂ + 2 H ₂ O

Реакция требует катализатора. Как сообщил Дикон, ранние катализаторы были основаны на меди. Коммерческие процессы, такие как хлорный процесс Mitsui MT, перешли на катализаторы на основе хрома и рутения.

Приложения

Железнодорожная цистерна, перевозящая хлор, с информацией об опасных материалах , включая ромбовидный плакат Министерства транспорта США с номером ООН.

Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением хлора и основным источником хлора для нужд химической промышленности. На рынке находится около 15 000 хлорсодержащих соединений, в том числе такие разнообразные соединения, как хлорированный метан , этаны , винилхлорид , поливинилхлорид (ПВХ), трихлорид алюминия для катализа , хлориды магния , титана , циркония и гафния , являющиеся предшественниками хлорсодержащих соединений. производя чистую форму этих элементов.

В количественном отношении из всего производимого элементарного хлора около 63% используется в производстве органических соединений, а 18% — в производстве неорганических соединений хлора. Около 15 000 соединений хлора используются в коммерческих целях. Остальные 19% производимого хлора используются для производства отбеливателей и дезинфицирующих средств. Наиболее значимыми по объему производства из органических соединений являются 1,2-дихлорэтан и винилхлорид — полупродукты в производстве ПВХ . Другими особенно важными хлорорганическими соединениями являются метилхлорид , метиленхлорид , хлороформ , винилиденхлорид , трихлорэтилен , перхлорэтилен , аллилхлорид , эпихлоргидрин , хлорбензол , дихлорбензолы и трихлорбензолы . Основные неорганические соединения включают HCl, Cl ₂ O, HOCl, NaClO ₃ , AlCl ₃ , SiCl ₄ , SnCl ₄ , PCl ₃ , PCl ₅ , POCl ₃ , AsCl ₃ , SbCl ₃ , SbCl ₅ , BiCl ₃ и ZnCl ₂ .

Санитария, дезинфекция и антисептика

Основные статьи: Хлорирование воды и отбеливатель

Борьба с гниением

Во Франции (как и везде) кишки животных перерабатывали для изготовления струн музыкальных инструментов, кожи Голдбитера и других изделий. Это делалось на «кишечных фабриках» ( boyauderies ), и это был вонючий и нездоровый процесс. Примерно в 1820 году Общество поощрения национальной промышленности предложило премию за открытие химического или механического метода отделения перитонеальной оболочки кишечника животных без гниения . Премию получил Антуан-Жермен Лабаррак , 44-летний французский химик и фармацевт, обнаруживший, что хлорированные отбеливающие растворы Бертолле (« Жавель ») не только уничтожают запах гниения разложения животных тканей, но и фактически замедлил разложение.

Исследования Лабаррака привели к использованию бояродериях хлоридов и гипохлоритов извести ( гипохлорита кальция ) и натрия ( гипохлорита натрия в ) . Было обнаружено, что одни и те же химические вещества полезны при повседневной дезинфекции и дезодорации уборных , канализационных сетей , рынков, скотобоен , анатомических театров и моргов. Они имели успех в госпиталях , лазаретах , тюрьмах , лазаретах (как на суше, так и на море), магнариях , конюшнях , коровниках и т. д.; и они были полезны при эксгумациях , бальзамирование , вспышки эпидемических заболеваний, лихорадки и черной ножки крупного рогатого скота.

Дезинфекция

Растворы хлорированной извести и соды Лабаррака пропагандировались с 1828 года для предотвращения инфекции (так называемой «инфекционной инфекции», предположительно передаваемой « миазмами ») и для лечения гниения существующих ран, включая гнойные раны. В своей работе 1828 года Лабаррак рекомендовал врачам дышать хлором, мыть руки хлорной известью и даже посыпать хлорированной известью кровати пациентов в случае «заразной инфекции». В 1828 году распространение инфекций было хорошо известно, хотя действие микроба было обнаружено только более чем полвека спустя.

Во время вспышки холеры в Париже большие количества так называемой хлорной извести в 1832 году для дезинфекции столицы использовались . Это был не просто современный хлорид кальция , а газообразный хлор, растворенный в известковой воде (разбавленный гидроксид кальция ) с образованием гипохлорита кальция (хлорированной извести). Открытие Лабаррака помогло устранить ужасный запах разложения из больниц и анатомических кабинетов и тем самым эффективно дезодорировало Латинский квартал Парижа. Многие считали, что эти «гнилостные миазмы» вызывают распространение «заразы» и «инфекции» — оба слова использовались до микробной теории инфекции. Хлорид извести использовался для уничтожения запахов и «гнилых веществ». Один источник утверждает, что хлорид извести использовался доктором Джоном Сноу для дезинфекции воды из зараженного холерой колодца, питавшего насос на Брод-стрит в Лондоне в 1854 году. хотя три других авторитетных источника, описывающих ту знаменитую эпидемию холеры, не упоминают об этом инциденте. Одно упоминание ясно показывает, что хлорид извести использовался для дезинфекции отходов и грязи на улицах вокруг насоса на Брод-стрит – обычная практика в Англии середины девятнадцатого века.

Земмельвейс и эксперименты с антисептикой

Игнац Земмельвейс

Лабаррака Пожалуй, самое известное применение растворов хлора и химической основы произошло в 1847 году, когда Игнац Земмельвейс использовал хлорную воду (хлор, растворенный в чистой воде, которая была дешевле, чем растворы хлорной извести) для дезинфекции рук австрийских врачей, что Земмельвейс заметил еще переносил зловоние разложения из кабинетов вскрытия в кабинеты осмотра пациентов. Задолго до появления микробной теории болезней Земмельвейс предположил, что «трупные частицы» передают разложение от свежих медицинских трупов к живым пациентам, и использовал хорошо известные «растворы Лабаррака» как единственный известный метод удаления запаха разложения и тканей. разложение (которое, как он обнаружил, мыла нет). Растворы оказались гораздо более эффективными антисептиками, чем мыло (Земмельвейс также знал об их большей эффективности, но не о причине), и это привело к знаменитому успеху Земмельвейса в прекращении передачи родильной горячки («послеродовой горячки») в родильном доме. подопечные Венская больница общего профиля в Австрии , 1847 год.

разработал стандартизированную и разбавленную модификацию раствора Лабаррака, содержащую гипохлорит (0,5%) и борную кислоту в качестве кислотного стабилизатора. Намного позже, во время Первой мировой войны в 1916 году, Генри Дрисдейл Дакин (который полностью отдал должное предыдущим работам Лабаррака в этой области) . Названный раствором Дакина , метод орошения ран хлорированными растворами позволил провести антисептическую обработку самых разных открытых ран задолго до современной эры антибиотиков. Модифицированная версия этого раствора продолжает использоваться для орошения ран и в наше время, где она остается эффективной против бактерий, устойчивых к множеству антибиотиков (см. Century Pharmaceuticals ).

Общественная санитария

Хлорированная вода используется в бассейнах для обеззараживания воды от микробных загрязнений.

Жидкий хлор для бассейна

Первое непрерывное применение хлорирования питьевой воды в США было установлено в Джерси-Сити , штат Нью-Джерси, в 1908 году. К 1918 году Министерство финансов США призвало дезинфицировать всю питьевую воду хлором. В настоящее время хлор является важным химическим веществом для очистки воды (например, на водоочистных станциях), в дезинфицирующих средствах и отбеливателях . Даже небольшие запасы воды в настоящее время регулярно хлорируются.

Хлор обычно используется (в форме хлорноватистой кислоты ) для уничтожения бактерий и других микробов в системах питьевого водоснабжения и общественных плавательных бассейнах. В большинстве частных бассейнов используется не сам хлор, а гипохлорит натрия , образующийся из хлора и гидроксида натрия , или твердые таблетки хлорированных изоциануратов. Недостаток использования хлора в бассейнах заключается в том, что хлор вступает в реакцию с аминокислотами белков в волосах и коже человека. Вопреки распространенному мнению, характерный «аромат хлора», связанный с плавательными бассейнами, является результатом не самого элементарного хлора, а хлорамина , химического соединения, образующегося в результате реакции свободного растворенного хлора с аминами в органических веществах, в том числе в моче и поте. . В качестве дезинфицирующего средства в воде хлор более чем в три раза эффективнее против кишечной палочки, чем бром , и более чем в шесть раз эффективнее йода . все чаще Сам монохлорамин добавляется непосредственно в питьевую воду в целях дезинфекции — процесс, известный как хлораминирование .

Зачастую нецелесообразно хранить и использовать ядовитый газообразный хлор для очистки воды, поэтому используются альтернативные методы добавления хлора. К ним относятся растворы гипохлорита , которые постепенно выделяют хлор в воду, и такие соединения, как дихлор-s-триазинтрион натрия (дигидрат или безводный), иногда называемый «дихлор», и трихлор-s-триазинтрион , иногда называемый «трихлор». . Эти соединения стабильны в твердом состоянии и могут использоваться в порошкообразной, гранулированной или таблетированной форме. При добавлении в небольших количествах в воду бассейна или в промышленные водные системы атомы хлора гидролизуются от остальной части молекулы, образуя хлорноватистую кислоту (HOCl), которая действует как общий биоцид , убивая микробы, микроорганизмы, водоросли и так далее.

Использовать как оружие

Первая мировая война

Основная статья: Химическое оружие в Первой мировой войне

Газообразный хлор, также известный как бертолит, впервые был в качестве оружия в Первой мировой войне использован Германией 22 апреля 1915 года во Второй битве при Ипре . По словам солдат, он имел характерный запах смеси перца и ананаса. Он также имел металлический привкус и жалил заднюю часть горла и грудь. Хлор вступает в реакцию с водой в слизистой оболочке легких с образованием соляной кислоты , разрушительной для живых тканей и потенциально смертельной. Дыхательные системы человека можно защитить от газообразного хлора противогазами с активированным углем или другими фильтрами, что делает газообразный хлор гораздо менее смертоносным, чем другое химическое оружие. Его впервые применил немецкий ученый, позже ставший нобелевским лауреатом, Фриц Хабер из Института кайзера Вильгельма в Берлине в сотрудничестве с немецким химическим конгломератом IG Farben , который разработал методы использования газообразного хлора против укоренившегося врага. После первого применения обе стороны конфликта использовали хлор в качестве химического оружия, но вскоре он был заменен более смертоносными фосгеном и горчичным газом .

Средний Восток

Основные статьи: Хлорные бомбардировки в Ираке и использование химического оружия в гражданской войне в Сирии.

Газообразный хлор также использовался во время войны в Ираке в провинции Анбар в 2007 году, когда повстанцы загружали бомбы в грузовиках снарядами минометными и резервуарами с хлором. В результате взрывов погибли два человека и более 350 человек заболели. Большинство смертей было вызвано силой взрывов, а не воздействием хлора, поскольку токсичный газ легко рассеивается и разбавляется в атмосфере взрывом. В результате некоторых взрывов более сотни мирных жителей были госпитализированы из-за проблем с дыханием. Иракские власти усилили меры безопасности в отношении элементарного хлора, который необходим для обеспечения населения безопасной питьевой водой.

23 октября 2014 года сообщалось, что Исламское Государство Ирака и Леванта применило газообразный хлор в городе Дулуйя, Ирак . Лабораторный анализ образцов одежды и почвы подтвердил использование газообразного хлора против курдских сил Пешмерга при нападении с использованием самодельного взрывного устройства на автомобиле 23 января 2015 года на перекрестке шоссе 47 Киске недалеко от Мосула.

Другая страна на Ближнем Востоке, Сирия , использовала хлор в качестве химического оружия. доставлены из бочковых бомб и ракет. В 2016 году Совместный механизм расследований ОЗХО-ООН пришел к выводу, что сирийское правительство использовало хлор в качестве химического оружия в трех отдельных атаках. Позднее расследование, проведенное Группой по расследованию и идентификации ОЗХО, пришло к выводу, что сирийские ВВС несут ответственность за атаки с применением хлора в 2017 и 2018 годах.

Биологическая роль

Хлорид - анион является важным питательным веществом для обмена веществ. Хлор необходим для производства соляной кислоты в желудке и для функций клеточного насоса. Основным пищевым источником является поваренная соль или хлорид натрия. Чрезмерно низкая или высокая концентрация хлоридов в крови являются примерами электролитных нарушений . Гипохлоремия (слишком мало хлоридов) редко возникает при отсутствии других отклонений. Иногда это связано с гиповентиляцией . Это может быть связано с хроническим респираторным ацидозом . Гиперхлоремия (избыток хлоридов) обычно не вызывает симптомов. Когда симптомы действительно возникают, они имеют тенденцию напоминать симптомы гипернатриемии (избытка натрия ). Снижение содержания хлоридов в крови приводит к обезвоживанию мозга; Симптомы чаще всего вызваны быстрой регидратацией, которая приводит к отеку мозга . Гиперхлоремия может повлиять на транспорт кислорода.

Опасности

хлор

Опасности
СГС Маркировка :
Пиктограммы
Сигнальное слово	Опасность
Заявления об опасности	Х270 , Х315 , Х319 , Х330 , Х335 , Х400
Меры предосторожности	П220 , П233 , П244 , П261 , П304 , П312 , П340 , П403 , П410
NFPA 704 (огненный алмаз)	3 0 0 БЫК

Хлор — токсичный газ, поражающий дыхательную систему, глаза и кожу. Поскольку он плотнее воздуха, он имеет тенденцию скапливаться внизу плохо вентилируемых помещений. Газообразный хлор является сильным окислителем, который может вступать в реакцию с легковоспламеняющимися материалами.

Хлор обнаруживается с помощью измерительных приборов в концентрациях всего 0,2 частей на миллион (ppm) и по запаху при 3 ppm. Кашель и рвота могут возникнуть при концентрации 30 частей на миллион, а повреждение легких – при концентрации 60 частей на миллион. Около 1000 частей на миллион могут быть смертельными после нескольких глубоких вдохов газа. Концентрация IDLH . (непосредственно опасная для жизни и здоровья) составляет 10 ppm Вдыхание более низких концентраций может ухудшить работу дыхательной системы, а воздействие газа может вызвать раздражение глаз. Когда хлор вдыхается в концентрациях более 30 частей на миллион, он вступает в реакцию с водой в легких, образуя соляную кислоту (HCl) и хлорноватистую кислоту (HOCl).

При использовании в определенных количествах для дезинфекции воды реакция хлора с водой не представляет серьезной проблемы для здоровья человека. Другие материалы, присутствующие в воде, могут образовывать побочные продукты дезинфекции , которые оказывают негативное воздействие на здоровье человека.

В США Управление по охране труда (OSHA) установило допустимый предел воздействия элементарного хлора на уровне 1 ppm, или 3 мг/м. ³ . Национальный институт безопасности и гигиены труда установил рекомендуемый предел воздействия 0,5 ppm в течение 15 минут.

В быту несчастные случаи происходят, когда растворы гипохлоритного отбеливателя вступают в контакт с некоторыми кислотными очистителями канализации с образованием газообразного хлора. Гипохлоритный отбеливатель (популярная добавка для стирки ) в сочетании с аммиаком (еще одна популярная добавка для стирки) приводит к образованию хлораминов , еще одной токсичной группы химикатов.

Хлорное растрескивание конструкционных материалов

«Атака» хлора на сантехническое соединение из ацеталевой смолы в результате трещины ацеталевого соединения в системе водоснабжения, которая началась с дефекта литья под давлением в соединении и медленно росла, пока деталь не вышла из строя. На поверхности излома видны соли железа и кальция, которые отложились в негерметичном соединении из водопровода до разрушения и являются косвенным результатом воздействия хлора.

Хлор широко используется для очистки воды, особенно питьевой воды и воды, используемой в плавательных бассейнах. Несколько катастрофических обрушений потолков бассейнов произошли в результате коррозионного растрескивания под напряжением подвесных стержней из нержавеющей стали , вызванного хлором . Некоторые полимеры также чувствительны к воздействию, в том числе ацетальовая смола и полибутен . Оба материала использовались в бытовой сантехнике с горячей и холодной водой, а коррозионное растрескивание под напряжением вызвало широко распространенные неисправности в США в 1980-х и 1990-х годах.

Хлорно-железный огонь

Элемент железо может соединяться с хлором при высоких температурах в результате сильной экзотермической реакции, создавая пожар хлор-железо . Пожары из-за хлора и железа представляют опасность на химических заводах, где большая часть трубопроводов, по которым поступает газообразный хлор, изготовлена ​​из стали.

См. также

• Хлорный цикл
• Отравление газообразным хлором
• Промышленный газ
• Деградация полимера
• Восстановительное дехлорирование

Ссылки

Библиография

• Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN  978-0-08-037941-8 .

Внешние ссылки

• Хлор в Периодической таблице видео (Ноттингемский университет)
• Агентство по регистрации токсичных веществ и заболеваний : Хлор
• Электролитическое производство
• Производство и сжижение хлора
• Производство хлора с использованием ртути, экологические соображения и альтернативы
• Национальный реестр загрязнителей – хлор
• Национальный институт охраны труда и здоровья - страница хлора
• Институт хлора. Архивировано 27 августа 2012 г. в Wayback Machine - Торговой ассоциации, представляющей хлорную промышленность.
• Chlorine Online – веб-портал Еврохлора – бизнес-ассоциации европейской хлорщелочной промышленности.