Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5 , характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl -1 . Шкала степеней окисления хлора:
7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 — ,HClO 4 , KClO 4
5 — ClO 3 — , HClO 3 ,KClO 3
1 – Cl 2 O , ClO — , HClO , NaClO , Ca(ClO) 2
— 1 – Cl — , HCl, KCl , PCl 5
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Хлор С1 2 . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl 2 неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Cl 2 +H 2 ⇌HCl
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:
Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I
Cl 2 +2NaOH (хол) = NaClO+NaCl+H 2 O
3Cl 2 +6NaOH (гор) =NaClO 3 +5NaCl+H 2 O
Раствор хлора в воде называют хлорной водой , на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О 0 , поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fе→2FеСl 3 (200 °С)
Сl 2 +Se=SeCl 4
Сl 2 + РЬ→PbCl 2 (300 ° С )
5Cl 2 +2P→2PCl 5 (90 °С)
2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °С)
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Сl 2 + 2КВг (Р) = 2КСl + Вr 2 (кипячение)
б) Сl 2 (нед.) + 2КI (р) = 2КСl + I 2 ↓
ЗСl (изб.) + 3Н 2 O+ КI = 6НСl + КIO 3 (80 °С)
Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL 2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получение хлора в промышленности :
2NаСl (расплав) → 2Nа + Сl 2 (электролиз)
2NaCl+ 2Н 2 O→Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (электролиз)
и в лаборатории :
4НСl (конц.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).
Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.
Хлороводород НС l . Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой , а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl — I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg 2 Сl 2 , которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.
Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:
НСl (разб.) + NаОН (разб.) = NaСl + Н 2 O
НСl (разб.) + NН 3 Н 2 O = NH 4 Сl + Н 2 O
4НСl (конц., гор.) + МO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (М = Мп, РЬ)
16НСl (конц., гор.) + 2КМnO 4(т) = 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 O + 2КСl
14НСl (конц.) + К 2 Сr 2 O 7(т) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl
6НСl (конц.) + КСlO 3(Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80 °С)
4НСl (конц.) + Са(СlO) 2(т) = СаСl 2 + 2Сl 2 + 2Н 2 O
2НСl (разб.) + М = МСl 2 + H 2 (М = Ре, 2п)
2НСl (разб.) + МСO 3 = МСl 2 + СO 2 + Н 2 O (М = Са, Ва)
НСl (разб.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl↓
Получение НСl в промышленности — сжигание Н 2 в Сl 2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NаСl (т) + Н 2 SO4 (конц.) = NаНSO 4 + НС l (50 °С)
2NaСl (т) + Н 2 SO 4 (конц.) = Nа 2 SO 4 + 2НСl (120 °С)
Хлориды
Хлорид натрия Na Сl . Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль . Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.
Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.
В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита , и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NаСl (т) + 2Н 2 SO 4 (конц.) + МnO 2(т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 °С)
10NаСl (т) + 8Н 2 SO 4 (конц.) + 2КМnO 4(т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°С)
6NaСl (Т) + 7Н 2 SO 4 (конц.) + К 2 Сr 2 O 7(т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O+ ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 °С)
2NаСl (т) + 4Н 2 SO 4 (конц.) + РЬO 2(т) = Сl 2 + Рb(НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 °С)
NaСl (разб.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl↓
NaCl (ж) →2Na+Cl 2 (850°С, электролиз)
2NаСl + 2Н 2 O→Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (электролиз)
2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 N а(Н g ) “амальгама” (электролиз,на Hg -катоде)
Хлорид калия КСl . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl 2 . В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита .
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.
Хлорид кальция СаСl 2 . Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl 2 6Н 2 О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.
Уравнения важнейших реакций:
СаСl 2(Т) + 2Н 2 SO 4 (конц.) = Са(НSO 4) 2 + 2НСl (50 °С)
СаСl 2(Т) + Н 2 SO 4 (конц.) = СаSO 4 ↓+ 2НСl (100 °С)
СаСl 2 + 2NaОН (конц.) = Са(ОН) 2 ↓+ 2NaCl
ЗСаСl 2 + 2Nа 3 РO 4 = Са 3 (РO 4) 2 ↓ + 6NaCl
СаСl 2 + К 2 СO 3 = СаСО 3 ↓ + 2КСl
СаСl 2 + 2NaF = СаF 2 ↓+ 2NаСl
СаСl 2(ж) → Са + Сl 2 (электролиз,800°С)
Получение:
СаСО 3 + 2НСl = СаСl 2 + СO 3 + Н 2 O
Хлорид алюминия АlСl 3 . Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl 3 (треугольное строение,sр 2 гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 АlСl 2 АlСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO 4 , который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.
Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:
АlСl 3 . 6Н 2 O →АlСl(ОН) 2 (100-200°С, — HCl , H 2 O ) →Аl 2 O 3 (250-450°С, -HCl,H2O)
АlСl 3(т) + 2Н 2 O (влага) = АlСl(ОН) 2(т) + 2НСl (белый «дым»)
АlCl 3 + ЗNаОН (разб.) = Аl(OН) 3 (аморф.) ↓ + ЗNаСl
АlСl 3 + 4NаОН (конц.) = Nа[Аl(ОН) 4 ] + ЗNаСl
АlСl 3 + 3(NН 3 . Н 2 O) (конц.) = Аl(ОН) 3(аморф.) + ЗNН 4 Сl
АlCl 3 + 3(NН 3 Н 2 O) (конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН 4 Сl + Н 2 O (100°С)
2Аl 3+ + 3Н 2 O + ЗСО 2- 3 = 2Аl(ОН) 3 ↓ + ЗСO 2 (80°С)
2Аl 3+ =6Н 2 O+ 3S 2- = 2Аl(ОН) 3 ↓+ 3Н 2 S
Аl 3+ + 2НРО 4 2- — АlРO 4 ↓ + Н 2 РO 4 —
2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (электролиз,800 °С ,в расплаве N аС l )
Получение АlСl в промышленност и — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:
Аl 2 O 3 + 3С (кокс) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 °С)
Хлорид железа( II ) F еС l 2 . Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl 2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе 2 Сl 4 . Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Применяется для синтеза FеСl и Fе 2 О 3 , как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl 2 4Н 2 O = FеСl 2 + 4Н 2 O (220 °С, в атм. N 2 )
FеСl 2 (конц.) + Н 2 O=FеСl(ОН)↓ + НСl (кипячение)
FеСl 2(т) + Н 2 SO 4 (конц.) = FеSO 4 + 2НСl (кипячение)
FеСl 2(т) + 4HNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 2НСl + Н 2 O
FеСl 2 + 2NаОН (разб.) = Fе(ОН) 2 ↓+ 2NaСl (в атм. N 2 )
FеСl 2 + 2(NН 3 . Н 2 O) (конц.) = Fе(ОН) 2 ↓ + 2NН 4 Cl (80 °С)
FеСl 2 + Н 2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)
4FеСl 2 + O 2 (воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl 3 (t )
2FеСl 2(р) + Сl 2 (изб.) = 2FеСl 3(р)
5Fе 2+ + 8Н + + МnО — 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н 2 O
6Fе 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O
Fе 2+ + S 2- (разб.) = FеS↓
2Fе 2+ + Н 2 O + 2СО 3 2- (разб.) = Fе 2 СO 3 (OН) 2 ↓+ СO 2
FеСl 2 →Fе↓ + Сl 2 (90°С, в разб. НСl, электролиз)
Получени е: взаимодействие Fе с соляной кислотой:
Fе + 2НСl = FеСl 2 + Н 2
(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).
Хлорид железа( III ) F еС l 3 . Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl 3 (треугольное строение, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 FеСl 2 FеСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl . 6Н 2 O имеет строение Сl 2Н 2 O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.
Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.
Уравнения важнейших реакций:
FеСl 3 6Н 2 O=Сl + 2Н 2 O (37 °С)
2(FеСl 8 6Н 2 O)=Fе 2 O 3 + 6НСl + 9Н 2 O (выше 250 °С)
FеСl 3 (10%) + 4Н 2 O = Сl — + + (желт.)
2FеСl3 (конц.) + 4Н 2 O = + (желт.) + — (бц.)
FеСl 3 (разб., конц.) + 2Н 2 O →FеСl(ОН) 2 ↓ + 2НСl (100 °С)
FеСl 3 + 3NaОН (разб.) = FеО(ОН)↓ + Н 2 O + 3NаСl (50 °С)
FеСl 3 + 3(NН 3 Н 2 O) (конц, гор.) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl
4FеСl 3 + 3O 2 (воздух) =2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 °С)
2FеСl 3(р) + Сu→ 2FеСl 2 + СuСl 2
Хлорид аммония N Н 4 Сl . Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.
Качественная реакция на ион NН 4 + — выделение NН 3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.
Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.
Уравнения важнейших реакций:
NH 4 Cl (т) ⇌ NH 3(г) + HCl (г) (выше337,8 °С)
NН 4 Сl + NаОН (насыщ.) = NаСl + NН 3 + Н 2 O (100 °С)
2NН 4 Сl (Т) + Са(ОН) 2(т) = 2NН 3 + СаСl 2 + 2Н 2 O (200°С)
2NН 4 Сl (конц.) +Mg= Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80°С)
2NН 4 Сl (конц., гор.) + Мg(ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O
NH + (насыщ.) + NO — 2 (насыщ.) =N 2 + 2Н 2 O (100°С)
NН 4 Сl + КNO 3 = N 2 O + 2Н 2 O + КСl (230-300 °С)
Получение : взаимодействие NH 3 с НСl в газовой фазе или NН 3 Н 2 О с НСl в растворе.
Гипохлорит кальция Са(С l О) 2 . Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl 2 и Са(ОН) 2 . Уравнения важнейших реакций:
Са(СlO) 2 = СаСl 2 + O 2 (180 °С)
Са(СlO) 2(т) + 4НСl (конц.) = СаСl + 2Сl 2 + 2Н 2 O (80 °С)
Са(СlO) 2 + Н 2 O + СO 2 = СаСО 3 ↓ + 2НСlO (на холоду)
Са(СlO) 2 + 2Н 2 O 2 (разб.) = СаСl 2 + 2Н 2 O + 2O 2
Получение:
2Са(ОН) 2 (суспензия) + 2Сl 2(г) = Са(СlO) 2 + СаСl 2 + 2Н 2 O
Хлорат калия КС lO 3 . Соль хлорноватой кислоты НСlO 3 , наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.
Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.
Уравнения важнейших реакций:
4КСlO 3 = ЗКСlO 4 + КСl (400 °С)
2КСlO 3 = 2КСl + 3O 2 (150-300 °С, кат. Мп O 2 )
КСlO 3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80 °С)
3КСlO 3(Т) + 2Н 2 SO 4 (конц., гор.) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(диоксид хлора на свету взрывается: 2С lO 2(Г) = Сl 2 + 2 O 2 )
2КСlO 3 + Е 2(изб.) = 2КЕO 3 + Сl 2 (в разб. Н NO 3 , Е = В r , I )
KClO 3 +H 2 O→H 2 +KClO 4 (Электролиз)
Получение КСlO 3 в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO 3 выделяется на аноде):
КСl + 3Н 2 O →Н 2 + КСlO 3 (40-60 °С,Электролиз)
Бромид калия КВ r . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем
Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl 4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).
Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.
Уравнения важнейших реакций:
2КВr (т) + 2Н 2 SO 4 (КОНЦ., гор,) + МnO 2(т) =Вr 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + К 2 SO 4
5Вr — + 6Н + + ВrО 3 — = 3Вr 2 + 3Н 2 O
Вr — + Аg + =АgВr↓
2КВr (р) +Сl 2(Г) =2КСl + Вг 2(р)
КВr + 3Н 2 O→3Н 2 + КВrО 3 (60-80 °С, электролиз)
Получение:
К 2 СO 3 + 2НВr = 2КВ r + СO 2 + Н 2 O
Иодид калия К I . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I 2 за счет комплексообразования.
Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl 4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 O
6I — + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O
2I — + 2Н + + Н 2 O 2 (3%) = I 2 ↓+ 2Н 2 O
2I — + 4Н + + 2NO 2 — = I 2 ↓ + 2NO + 2Н 2 O
5I — + 6Н + + IO 3 — = 3I 2 + 3Н 2 O
I — + Аg + = АgI (желт .) ↓
2КI (р) + Сl 2(р) (нед.) =2КСl + I 2 ↓
КI + 3Н 2 O + 3Сl 2(р) (изб.) = КIO 3 + 6НСl (80°С)
КI (Р) + I 2(т) =K) (Р) (кор.) («йодная вода»)
КI + 3Н 2 O→ 3Н 2 + КIO 3 (электролиз,50-60 °С)
Получение:
К 2 СO 3 + 2НI = 2 К I + СO 2 + Н 2 O
Хлор
ХЛОР -а; м. [от греч. chlōros - бледно-зелёный] Химический элемент (Cl), удушливый газ зеленовато-жёлтого цвета с резким запахом (используется как отравляющее и обеззараживающее средство). Соединения хлора. Отравление хлором.
◁ Хло́рный (см.).
хлор(лат. Chlorum), химический элемент VII группы периодической системы, относится к галогенам. Название от греческого chlōros - жёлто-зелёный. Свободный хлор состоит из двухатомных молекул (Cl 2); газ жёлто-зелёного цвета с резким запахом; плотность 3,214 г/л; t пл -101°C; t кип -33,97°C; при обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Химически очень активен (окислитель). Главные минералы - галит (каменная соль), сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов. Применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений (60-75%), неорганических веществ (10-20%), для отбеливания целлюлозы и тканей (5-15%), для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды. Токсичен.
ХЛОРХЛОР (лат. Сhlorum), Cl (читается «хлор»), химический элемент с атомным номером 17, атомная масса 35,453. В свободном виде - желто-зеленый тяжелый газ с резким удушливым запахом (отсюда название: греч. chloros - желто-зеленый).
Природный хлор представляет смесь двух нуклидов (см.
НУКЛИД)
с массовыми числами 35 (в смеси 75,77% по массе) и 37 (24,23%). Конфигурация внешнего электронного слоя 3s
2
p
5
. В соединениях проявляет главным образом степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).
Расположен в третьем периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, относится к галогенам (см.
ГАЛОГЕНЫ)
.
Радиус нейтрального атома хлора 0,099 нм, ионные радиусы равны, соответственно (в скобках указаны значения координационного числа): Cl - 0,167 нм (6), Cl 5+ 0,026 нм (3) и Clr 7+ 0,022 нм (3) и 0,041 нм (6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома хлора равны, соответственно, 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 и 114,3 эВ. Сродство к электрону 3,614 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность хлора 3,16.
История открытия
Важнейшее химическое соединение хлора - поваренная соль (химическая формула NaCl, химическое название хлорид натрия) - было известно человеку с древнейших времен. Имеются свидетельства того, что добыча поваренной соли осуществлялась еще 3-4 тысячи лет до нашей эры в Ливии. Возможно, что, используя поваренную соль для различных манипуляций, алхимики сталкивались и с газообразным хлором. Для растворения «царя металлов» - золота - они использовали «царскую водку» - смесь соляной и азотной кислот, при взаимодействии которых выделяется хлор.
Впервые газ хлор получил и подробно описал шведский химик К. Шееле (см.
ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм)
в 1774 году. Он нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом (см.
ПИРОЛЮЗИТ)
MnO 2 и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом. Так как в те времена господствовала теория флогистона (см.
ФЛОГИСТОН)
, новый газ Шееле рассматривал как «дефлогистонированную соляную кислоту», т. е. как окись (оксид) соляной кислоты. А.Лавуазье (см.
ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)
рассматривал газ как оксид элемента «мурия» (соляную кислоту называли муриевой, от лат. muria - рассол). Такую же точку зрения сначала разделял английский ученый Г. Дэви (см.
ДЭВИ Гемфри)
, который потратил много времени на то, чтобы разложить «окись мурия» на простые вещества. Это ему не удалось, и к 1811 году Дэви пришел к выводу, что данный газ - это простое вещество, и ему отвечает химический элемент. Дэви первым предложил в соответствие с желто-зеленой окраской газа назвать его chlorine (хлорин). Название «хлор» элементу дал в 1812 французский химик Ж. Л. Гей-Люссак (см.
ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луи)
; оно принято во всех странах, кроме Великобритании и США, где сохранилось название, введенное Дэви. Высказывалось мнение о том, что данный элемент следует назвать «галоген» (т. е. рождающий соли), но оно со временем стало общим названием всех элементов группы VIIA.
Нахождение в природе
Содержание хлора в земной коре составляет 0,013% по массе, в заметной концентрации он в виде иона Cl – присутствует в морской воде (в среднем около 18,8 г/л). Химически хлор высоко активен и поэтому в свободном виде в природе не встречается. Он входит в состав таких минералов, образующих большие залежи, как поваренная, или каменная, соль (галит (см.
ГАЛИТ)
) NaCl, карналлит (см.
КАРНАЛЛИТ)
KCl·MgCl 2 ·6H 21 O, сильвин (см.
СИЛЬВИН)
КСl, сильвинит (Na, K)Cl, каинит (см.
КАИНИТ)
КСl·MgSO 4 ·3Н 2 О, бишофит (см.
БИШОФИТ)
MgCl 2 ·6H 2 O и многих других. Хлор можно обнаружить в самых разных породах, в почве.
Получение
Для получения газообразного хлора используют электролиз крепкого водного раствора NaCl (иногда используют KCl). Электролиз проводят с использованием катионообменной мембраны, разделяющей катодное и анодное пространства. При этом за счет процесса
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
получают сразу три ценных химических продукта: на аноде - хлор, на катоде - водород (см.
ВОДОРОД)
, и в электролизере накапливается щелочь (1,13 тонны NaOH на каждую тонну полученного хлора). Производство хлора электролизом требует больших затрат электроэнергии: на получение1 т хлора расходуется от 2,3 до 3,7 МВт.
Для получения хлора в лаборатории используют реакцию концентрированной соляной кислоты с каким-либо сильным окислителем (перманганатом калия KMnO 4 , дихроматом калия K 2 Cr 2 O 7 , хлоратом калия KClO 3 , хлорной известью CaClOCl, оксидом марганца (IV) MnO 2). Наиболее удобно использовать для этих целей перманганат калия: в этом случае реакция протекает без нагревания:
2KMnO 4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
При необходимости хлор в сжиженном (под давлением) виде транспортируют в железнодорожных цистернах или в стальных баллонах. Баллоны с хлором имеют специальную маркировку, но даже при ее отсутствии хлорный баллон легко отличить от баллонов с другими неядовитыми газами. Дно хлорных баллонов имеет форму полушария, и баллон с жидким хлором невозможно без опоры поставить вертикально.
Физические и химические свойства
При обычных условиях хлор - желто-зеленый газ, плотность газа при 25°C 3,214 г/дм 3 (примерно в 2,5 раза больше плотности воздуха). Температура плавления твердого хлора –100,98°C, температура кипения –33,97°C. Стандартный электродный потенциал Сl 2 /Сl - в водном растворе равен +1,3583 В.
В свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул Сl 2 . Межъядерное расстояние в этой молекуле 0,1987 нм. Сродство к электрону молекулы Сl 2 2,45 эВ, потенциал ионизации 11,48 эВ. Энергия диссоциации молекул Сl 2 на атомы сравнительно невелика и составляет 239,23 кДж/моль.
Хлор немного растворим в воде. При температуре 0°C растворимость составляет 1,44 масс.%, при 20°C - 0,711°C масс.%, при 60°C - 0,323 масс. %. Раствор хлора в воде называют хлорной водой. В хлорной воде устанавливается равновесие:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Для того, чтобы сместить это равновесие влево, т. е. понизить растворимость хлора в воде, в воду следует добавить или хлорид натрия NaCl, или какую-либо нелетучую сильную кислоту (например, серную).
Хлор хорошо растворим во многих неполярных жидкостях. Жидкий хлор сам служит растворителем таких веществ, как ВСl 3 , SiCl 4 , TiCl 4 .
Из-за низкой энергии диссоциации молекул Сl 2 на атомы и высокого сродства атома хлора к электрону химически хлор высоко активен. Он вступает в непосредственное взаимодействие с большинством металлов (в том числе, например, с золотом) и многими неметаллами. Так, без нагревания хлор реагирует с щелочными (см.
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ)
и щелочноземельными металлами (см.
ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ)
, с сурьмой:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
При нагревании хлор реагирует с алюминием:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
и железом:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
С водородом H 2 хлор реагирует или при поджигании (хлор спокойно горит в атмосфере водорода), или при облучении смеси хлора и водорода ультрафиолетовым светом. При этом возникает газ хлороводород НСl:
Н 2 + Сl 2 = 2НСl.
Раствор хлороводорода в воде называют соляной (см.
СОЛЯНАЯ КИСЛОТА)
(хлороводородной) кислотой. Максимальная массовая концентрация соляной кислоты около 38%. Соли соляной кислоты - хлориды (см.
ХЛОРИДЫ)
, например, хлорид аммония NH 4 Cl, хлорид кальция СаСl 2 , хлорид бария ВаСl 2 и другие. Многие хлориды хорошо растворимы в воде. Практически нерастворим в воде и в кислых водных растворах хлорид серебра AgCl. Качественная реакция на присутствие хлорид-ионов в растворе - образование с ионами Ag + белого осадка AgСl, практически нерастворимого в азотнокислой среде:
СаСl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
При комнатной температуре хлор реагирует с серой (образуется так называемая однохлористая сера S 2 Cl 2) и фтором (образуются соединения ClF и СlF 3). При нагревании хлор взаимодействует с фосфором (образуются, в зависимости от условий проведения реакции, соединения РСl 3 или РСl 5), мышьяком, бором и другими неметаллами. Непосредственно хлор не реагирует с кислородом, азотом, углеродом (многочисленные соединения хлора с этими элементами получают косвенными путями) и инертными газами (в последнее время ученые нашли способы активирования подобных реакций и их осуществления «напрямую»). С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения, например, очень сильные окислители - фториды ClF, ClF 3 , ClF 5 . Окислительная способность хлора выше, чем брома, поэтому хлор вытесняет бромид-ион из растворов бромидов, например:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Хлор вступает в реакции замещения со многими органическими соединениями, например, с метаном СН 4 и бензолом С 6 Н 6:
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl или С 6 Н 6 + Сl 2 = С 6 Н 5 Сl + НСl.
Молекула хлора способна присоединятся по кратным связям (двойным и тройным) к органическим соединениям, например, к этилену С 2 Н 4:
С 2 Н 4 + Сl 2 = СН 2 СlСН 2 Сl.
Хлор вступает во взаимодействие с водными растворами щелочей. Если реакция протекает при комнатной температуре, то образуются хлорид (например, хлорид калия КCl) и гипохлорит (см.
ГИПОХЛОРИТЫ)
(например, гипохлорит калия КClО):
Cl 2 + 2КОН = КClО + КСl +Н 2 О.
При взаимодействии хлора с горячим (температура около 70-80°C) раствором щелочи образуется соответствующий хлорид и хлорат (см.
ХЛОРАТЫ)
, например:
3Сl 2 + 6КОН= 5КСl + КСlО 3 + 3Н 2 О.
При взаимодействии хлора с влажной кашицей из гидроксида кальция Са(ОН) 2 образуется хлорная известь (см.
ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ)
(«хлорка») СаСlОСl.
Степени окисления хлора +1 отвечает слабая малоустойчивая хлорноватистая кислота (см.
ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА)
НСlО. Ее соли - гипохлориты, например, NaClO - гипохлорит натрия. Гипохлориты - сильнейшие окислители, широко используются как отбеливающие и дезинфицирующие агенты. При взаимодействии гипохлоритов, в частности, хлорной извести, с углекислым газом СО 2 образуется среди других продуктов летучая хлорноватистая кислота (см.
ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА)
, которая может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl 2 О:
2НСlО = Сl 2 О + Н 2 О.
Именно запах этого газа Сl 2 О - характерный запах «хлорки».
Степени окисления хлора +3 отвечает малоустойчивая кислота средней силы НСlО 2 . Эту кислоту называют хлористой, ее соли - хлориты (см.
ХЛОРИТЫ (соли))
, например, NaClO 2 - хлорит натрия.
Степени окисления хлора +4 соответствует только одно соединение - диоксид хлора СlО 2 .
Степени окисления хлора +5 отвечает сильная, устойчивая только в водных растворах при концентрации ниже 40%, хлорноватая кислота (см.
ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА)
НСlО 3 . Ее соли - хлораты, например, хлорат калия КСlО 3 .
Степени окисления хлора +6 соответствует только одно соединение - триоксид хлора СlО 3 (существует в виде димера Сl 2 О 6).
Степени окисления хлора +7 отвечает очень сильная и довольно устойчивая хлорная кислота (см.
ХЛОРНАЯ КИСЛОТА)
НСlО 4 . Ее соли - перхлораты (см.
ПЕРХЛОРАТЫ)
, например, перхлорат аммония NH 4 ClO 4 или перхлорат калия КСlО 4 . Следует отметить, что перхлораты тяжелых щелочных металлов - калия, и особенно рубидия и цезия мало растворимы в воде. Оксид, соответствующий степени окисления хлора +7 - Сl 2 О 7 .
Среди соединений, содержащих хлор в положительных степенях окисления, наиболее сильными окислительными свойствами обладают гипохлориты. Для перхлоратов окислительные свойства нехарактерны.
Применение
Хлор - один из важнейших продуктов химической промышленности. Его мировое производство составляет десятки миллионов тонн в год. Хлор используют для получения дезинфицирующих и отбеливающих средств (гипохлорита натрия, хлорной извести и других), соляной кислоты, хлоридов многих металлов и неметаллов, многих пластмасс (поливинилхлорида (см.
ПОЛИВИНИЛХЛОРИД)
и других), хлорсодержащих растворителей (дихлорэтана СН 2 СlСН 2 Сl, четыреххлористого углерода ССl 4 и др.), для вскрытия руд, разделения и очистки металлов и т.д. Хлор применяют для обеззараживания воды (хлорирования (см.
ХЛОРИРОВАНИЕ)
) и для многих других целей.
Биологическая роль
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам (см.
БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ)
и входит в состав всех живых организмов. Некоторые растения, так называемые галофиты, не только способны расти на сильно засоленных почвах, но и накапливают в больших количествах хлориды. Известны микроорганизмы (галобактерии и др.) и животные, обитающие в условиях высокой солености среды. Хлор - один из основных элементов водно-солевого обмена животных и человека, определяющих физико-химические процессы в тканях организма. Он участвует в поддержании кислотно-щелочного равновесия в тканях, осморегуляции (см.
ОСМОРЕГУЛЯЦИЯ)
(хлор - основное осмотически активное вещество крови, лимфы и др. жидкостей тела), находясь, в основном, вне клеток. У растений хлор принимает участие в окислительных реакциях и фотосинтезе.
Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52% хлора, костная - 0,09%; в крови - 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.
Особенности работы с хлором
Хлор - ядовитый удушливый газ, при попадании в легкие вызывает ожог легочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л. Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ (см.
ОТРАВЛЯЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА)
, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 . ПДК хлора в воздухе рабочих помещений 1 мг/м 3 , в воздухе населенных пунктов 0,03 мг/м 3 .
Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35 Сl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 31-47, в частности: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 с периодами полураспада (T ½) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1·10 5 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36 Cl и 38 Cl используются как изотопные индикаторы.
Историческая справка. Хлор получен впервые в 1774 году К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnО 2 . Однако только в 1810 году Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chloros - желто-зеленый). В 1813 году Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Хлор.
Распространение Хлора в природе. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Хлора в земной коре (кларк) 1,7·10 -2 % по массе, в кислых изверженных породах- гранитах и других 2,4·10 -2 , в основных и ультраосновных 5·10 -3 . Основную роль в истории Хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl - он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них галит NaCl (Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Na,K)Cl, карналит KCl·MgCl 2 · 6H 2 O, каинит KCl·MgSO 4 ·3H 2 O, бишофит MgCl 2 ·6H 2 O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.
Физические свойства Хлора. Хлор имеет t кип -34,05°С, t пл -101°С. Плотность газообразного Хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого Хлора при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твердого Хлора при - 102°С 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров Хлора при 0°С 0,369; при 25°С 0,772; при 100°С 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоемкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг·К) . Критические константы Хлора: температура 144°С, давление 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2), плотность 573 г/л, удельный объем 1,745·10 -3 л/г. Растворимость (в г/л) Хлора при парциальном давлении 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 , в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°С), 2,8 (70°С); в растворе 300 г/л NaCl 1,42 (30°С), 0,64 (70°С). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Хлора переменного состава Cl 2 ·nН 2 О (где n = 6-8); это желтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Хлор и воду. Хлор хорошо растворяется в TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане С 6 H 14 и четыреххлористом углероде CCl 4). Молекула Хлора двухатомна (Cl 2). Степень термической диссоциации Cl 2 + 243кдж = 2Cl при 1000 К равна 2,07·10 -4 %, при 2500 К 0,909%.
Химические свойства Хлора. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s 2 Зр 5 . В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99Å, ионный радиус Cl - 1.82Å, сродство атома Хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.
Химически Хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl 3 , а при дальнейшем хлорировании - РСl 5 ; сера с Хлором при нагревании дает S 2 Cl 2 , SCl 2 и другие S n Cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция).
Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°С. Смеси Хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% Н 2 , взрывоопасны.
С кислородом Хлор образует оксиды: Cl 2 О, СlO 2 , Cl 2 О 6 , Сl 2 О 7 , Cl 2 О 8 , а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Оксиды Хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.
Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl 2 + Н 2 О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + Н 2 О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь.
При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения.
Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF 3 , ClF 3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 и перхлорат фтора FClO 4 .
Получение Хлора. Хлор начали производить в промышленности в 1785 году взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (II) или пиролюзитом. В 1867 году английский химик Г. Дикон разработал способ получения Хлора окислением НСl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 века Хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам производится 90-95% Хлора в мире. Небольшие количества Хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. Применяются два основные метода электролиза водных растворов NaCl: 1) в электролизерах с твердым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизерах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Хлор. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор NaOH и NaCl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при ее разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идет в производство. Оба метода дают на 1 т Хлора 1,125 т NaOH.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Хлора, дает более дешевый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду.
Применение Хлора. Одной из важных отраслей химические промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Хлор: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60-75%; неорганических соединений, содержащих Хлор, -10-20%; на отбелку целлюлозы и тканей- 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2-6% от общей выработки.
Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других
Хлор в организме. Хлор - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Хлора в растениях (много Хлора в галофитах) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Хлоре (2-4 г) покрывается за счет пищевых продуктов. С пищей Хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с других процессами путем изменения в распределении Хлора между кровью и других тканями. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Хлор необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Хлора.
Отравления Хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и других. Хлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций Хлор отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащенное дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т. п. Возможны бронхопневмония, токсический отек легких, депрессивные состояния, судороги. В легких случаях выздоровление наступает через 3-7 суток. Как отдаленные последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и других; возможна активизация туберкулеза легких. При длительном вдыхании небольших концентраций Хлора наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производств, оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Производство Хлора, хлорной извести и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда.
(по Полингу)
/см³
Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl 2 ).
Схема атома хлора
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Распространение в природе
В природе встречаются два изотопа хлора 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl 2 · 6Н 2 O, каинита KCl · MgSO 4 · 3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.
Изотопный состав
В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.
| Изотоп | Относительная масса, а.е.м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин |
|---|---|---|---|---|
| 35 Cl | 34.968852721 | Стабилен | — | 3/2 |
| 36 Cl | 35.9683069 | 301000 лет | β-распад в 36 Ar | 0 |
| 37 Cl | 36.96590262 | Стабилен | — | 3/2 |
| 38 Cl | 37.9680106 | 37,2 минуты | β-распад в 38 Ar | 2 |
| 39 Cl | 38.968009 | 55,6 минуты | β-распад в 39 Ar | 3/2 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1,38 минуты | β-распад в 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 c | β-распад в 41 Ar | |
| 42 Cl | 41.9732 | 46,8 c | β-распад в 42 Ar | |
| 43 Cl | 42.9742 | 3,3 c | β-распад в 43 Ar |
Физические и физико-химические свойства
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
Некоторые физические свойства хлора
| Свойство | Значение |
|---|---|
| Температура кипения | −34 °C |
| Температура плавления | −101 °C |
|
Температура разложения (диссоциации на атомы) |
~1400°С |
| Плотность (газ, н.у.) | 3,214 г/л |
| Сродство к электрону атома | 3,65 эВ |
| Первая энергия ионизации | 12,97 эВ |
| Теплоемкость (298 К, газ) | 34,94 (Дж/моль·K) |
| Критическая температура | 144 °C |
| Критическое давление | 76 атм |
| Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) | 0 (кДж/моль) |
| Стандартная энтропия образования (298 К, газ) | 222,9 (Дж/моль·K) |
| Энтальпия плавления | 6,406 (кДж/моль) |
| Энтальпия кипения | 20,41 (кДж/моль) |
При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 b=4,50 , c=8,21 . Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную , имеющую пространственную группу P4 2 /ncm и параметры решётки a=8,56 и c=6,12 .
Растворимость
| Растворитель | Растворимость г/100 г |
|---|---|
| Бензол | Растворим |
| Вода (0 °C) | 1,48 |
| Вода (20 °C) | 0,96 |
| Вода (25 °C) | 0,65 |
| Вода (40 °C) | 0,46 |
| Вода (60 °C) | 0,38 |
| Вода (80 °C) | 0,22 |
| Тетрахлорметан (0 °C) | 31,4 |
| Тетрахлорметан (19 °C) | 17,61 |
| Тетрахлорметан (40 °C) | 11 |
| Хлороформ | Хорошо растворим |
| TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 | Растворим |
На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода . Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3
Другие свойства
Cl 2 + CO → COCl 2При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует , образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты , либо их соли:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Окислительные свойства хлора
Cl 2 + H 2 S → 2HCl + SРеакции с органическими веществами
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClПрисоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Хлор способы получения хлора
Промышленные методы
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле , то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой :
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 О → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Анод : 2Cl - — 2е - → Cl 2 0 Катод : 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.
Диафрагменный метод с твердым катодом
Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.
Мембранный метод с твердым катодом
Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.
Ртутный метод с жидким катодом
Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия . В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму .
Лабораторные методы
В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV) , перманганатом калия , дихроматом калия):
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
Хранение хлора
Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот , и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.
Стандарты качества хлора
Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора
Применение
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида , пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы , одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты , игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
- Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
- Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.
- Использовался как боевое отравляющее вещество , а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт , фосген .
- Для обеззараживания воды — «хлорирования ». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов : полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам
мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике . Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na + /K + — АТФ -азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах . Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO 3 - (кислотно-щелочной баланс).
Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.
Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование . Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами , стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла , уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений Баскунчак хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных
— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.
Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор
Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора
- оксид
- раствор
- кислоты
- соединения
- свойства
- определение
- диоксид
- формула
- масса
- активный
- жидкий
- вещество
- применение
- действие
- степень окисления
- гидроксид
Хлор, можно сказать, уже постоянный спутник нашей повседневной жизни. Редко в каком доме не будет бытовых средств, основанных на обеззараживающем действии данного элемента. Но вместе с тем он очень опасен для человека! Хлор может проникнуть в организм через слизистую оболочку дыхательной системы, пищеварительных путей, кожные покровы. Отравиться им можно и дома, и на отдыхе - во многих бассейнах, аквапарках он является основным средством водоочистки. Влияние хлора на организм человека резко негативное, он может стать причиной серьезных дисфункций и даже смерти. Поэтому каждому нужно быть в курсе симптоматики отравления, методов оказания первой помощи.
Хлор - что это за вещество
Хлор - газообразный элемент желтоватого цвета. Обладает резким специфичным запахом - В газообразном виде, а также в химических формах, что подразумевают его активное состояние, опасен, токсичен для человека.
Хлор в 2,5 раз тяжелее воздуха, поэтому при утечке будет стелиться по оврагам, пространствам первых этажей, по полу помещения. При вдыхании его у пострадавшего может развиться одна из форм отравления. Об этом поговорим далее.
Симптомы отравления
Как длительное вдыхание паров, так и иное воздействие вещества очень опасно. Так как оно активно, то влияние хлора на организм человека проявляется быстро. Токсичный элемент в большей степени поражает глаза, слизистые и кожные покровы.
Отравление может быть как острым, так и хроническим. Однако в любом случае при несвоевременном оказании помощи грозит летальный исход!
Симптоматика при отравлении парами хлора может быть разной - в зависимости от специфики случая, длительности воздействия и прочих факторов. Для удобства мы разграничили признаки в таблице.
| Степень отравления | Симптоматика |
| Легкая. Самая безопасная - проходит самостоятельно, в среднем, за три дня. | Раздражение, покраснение слизистых оболочек, кожных покровов. |
| Средняя. Требуется медицинская помощь и комплексное лечение! | Нарушение сердечного ритма, удушье, боли в области грудной клетки, нехватка воздуха, обильное слезотечение, сухой кашель, чувство жжения на слизистых оболочках. Самый опасный симптом-последствие - отек легких. |
| Тяжелая. Нужны реанимационные меры - летальный исход может наступить через 5-30 минут! | Головокружение, жажда, судороги, потеря сознания. |
| Молниеносная. К сожалению, в большинстве случаев помощь бывает бесполезна - смерть наступает практически мгновенно | Судороги, вздутие вен на лице и на шее, нарушение дыхания, остановка биения сердца. |
| Хроническая. Следствие частой работы с веществом, которое содержит хлор. | Кашель, судороги, хронические заболевания дыхательной системы, частые головные боли, депрессия, апатия, нередки случаи потери сознания. |
Таково влияние хлора на организм человека. Поговорим о том, где можно отравиться его ядовитыми парами и как оказать первую помощь в этом случае.
Отравление на работе
Газ хлор применяют во многих отраслях промышленности. Вы вполне можете получить хроническую форму отравления, если работаете на следующих производствах:
- Химическая промышленность.
- Текстильная фабрика.
- Фармацевтическая индустрия.
Отравление на отдыхе
Хотя многие и знают о влиянии хлора на организм человека (разумеется, в больших объемах), не во всех саунах, бассейнах, развлекательных водных комплексах строго следят за использованием такого бюджетного обеззараживающего средства. А ведь его дозировку очень легко случайно превысить. Отсюда хлорное отравление посетителей, которое случается в наше время достаточно часто.
Как заметить, что в ваш визит доза элемента в воде бассейна превышена? Очень просто - вы почувствуете сильный специфический запах вещества.
Что случится, если вы часто посещаете бассейн, где нарушают инструкцию по применению «Дез-хлора»? Посетителей должна насторожить постоянная сухость кожи, ломкость ногтей и волос. Кроме того, искупавшись в сильно хлорированной воде, вы рискуете получить легкое отравление элементом. Оно проявляет себя следующими симптомами:
- кашель;
- рвота;
- тошнота;
- в редких случаях возникает воспаление легких.
Отравление дома
Отравление может грозить вам и дома, в случае, если вы нарушили инструкцию по применению «Дез-хлора». Также часто встречается хроническая форма отравления. Она развивается, если домохозяйка часто использует для наведения чистоты следующие средства:
- Отбеливатели.
- Препараты, предназначенные для борьбы с плесенью.
- Таблетки, моющие жидкости, в составе которых есть данный элемент.
- Порошки, растворы для общей дезинфекции помещения.
Последствия воздействия хлора на организм
Постоянное воздействие даже малых доз хлора (агрегатное состояние может быть любым) на человеческий организм грозит для людей следующим:
- Фарингит.
- Ларингит.
- Бронхит (в острой либо хронической форме).
- Различные заболевания кожных покровов.
- Гайморит.
- Пневмосклероз.
- Трахеит.
- Ухудшение зрения.
Если вы заметили у себя один из недугов, перечисленных выше, при условии, что постоянно или однократно (случаи посещения бассейна сюда тоже относится) подвергались влиянию паров хлора, то это повод для скорейшего обращения к специалисту! Доктор назначит комплексную диагностику для изучения природы заболевания. Изучив ее результаты, затем он назначит лечение.
Первая помощь при отравлении
Хлор - газ, вдыхать который очень опасно, особенно в больших объемах! При средней, тяжелой форме отравления пострадавшему нужно немедленно оказать первую помощь:
- В каком бы ни был состоянии человек, не паникуйте. Вам следует первым делом взять себя в руки, а затем успокоить и его.
- Выведите пострадавшего на свежий воздух или же в проветриваемое помещение, где нет хлорных паров.
- Как можно быстрее вызовите скорую помощь.
- Позаботьтесь, чтобы человек был в тепле и комфорте - накройте его пледом, одеялом или простыней.
- Проследите, чтобы он легко и свободно дышал - снимите тесную одежду, украшения с шеи.
Медикаментозная помощь при отравлении
До приезда бригады скорой медпомощи можно самостоятельно помочь потерпевшему, используя ряд бытовых и медикаментозных препаратов:
- Приготовьте 2% раствор пищевой соды. Этой жидкостью промойте пострадавшему глаза, нос, ротовую полость.
- Закапайте ему в глаза вазелиновое или оливковое масло.
- Если человек жалуется на боль, рези в глазах, то в данном случае лучше всего будет 0,5% раствор дикаина. На каждый глаз по 2-3 капельки.
- Для профилактики также накладывают глазную мазь - синтомициноваую (0,5%), сульфаниловую (10%).
- В качестве замены глазной мази можно использовать альбуцид (30%), раствор сульфата цинка (0,1%). Данные препараты закапывают пострадавшему дважды в день.
- Внутримышечное, внутривенное введение инъекций. «Преднизолон» - 60 мг (внутривенно или внутримышечно), «Гидрокортизон» - 125 мг (внутримышечно).
Профилактика
Зная, насколько опасен хлор, какое вещество оказывает действие на организм человека, лучше всего заранее позаботиться о снижении или исключении его негативного влияния на свой организм. Добиться этого можно следующими способами:
- Соблюдение санитарных норм на рабочем месте.
- Регулярное прохождение медицинских осмотров.
- Использование средств защиты при работе с хлорсодержащими препаратами дома или на работе - тот же респиратор, плотные защитные резиновые перчатки.
- Соблюдение предписаний техники безопасности при работе с веществом в промышленной среде.
Работа с хлором всегда требует осторожности как в промышленных масштабах, так и в бытовых. Вы знаете, как диагностировать у себя признаки отравления веществом. Помощь же пострадавшему нужно оказывать незамедлительно!
