ХЛОР (Chlorum; от греч. — желто-зеленый), Сl — хим. элемент VII группы периодической системы элементов; ат. н. 17, ат. м. 35,453. Желто-зеленый газ с резким запахом. В соединениях проявляет степени окисления — 1, + 1, +3, + 5 и + 7. Наиболее стойки соединения X. с крайними степенями окисления: — 1 и + 7. Природный X. состоит из изотопов 35Сl (75,53%) и 37Сl (24,47%). Известно семь радиоактивных изотопов с массовыми числами 32—40 и два изомера; наиболее дол-гоживущий — изотоп 36Сl с периодом полураспада 3,08 х 10 5 лет (бета-распад, электронный захват). X. открыл в 1774 швед, химик К. Шееле, выделил в 1810 англ. химик Г. Дэви.
 
Содержание X. в земной коре 4,5 х 10-2 %. Встречается гл. обр. в морской воде (до 2% хлоридов), в виде залежей каменной соли NaCl, сильвина, карналлита, бишофита MgCl2х6H20 и каинита KMg [Cl/SO4] · 3Н20. Основные физ. константы элементарного X. tпл —101,6° С; tкип — 34,6° С;  плотность жидкого X. (при т-ре кипения) 1,56 г/см3; теплота плавления 1,62 ккал/молъ; теплота испарения (при т-ре кипения) 4,42 ккал/молъ. X. непосредственно соединяется с большинством неметаллов (кроме углерода )
Зависимость напряжения возникновения и распространения хрупкого разрушения от т-ры, характеризующая хладостойкость конструкционных сталей по критическим т-рам: 1 — предел текучести; 2 — возникновение разрушения; з — распространение разрушения; t > t1 — область вязких разрушений; t2 < t < t1, — область квазихрупких разрушений; t < t2—область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
 
Иногда хлор взаимодействует с металлами при наличии следов влаги. Сухой хлор не взаимодействует с железом, что позволяет хранить его в стальных баллонах. Выше т-ры 540° С по отношению к X. не стоек ни один металл (при этой т-ре начинают корродировать наиболее стойкие по отношению к газообразному X. высоконикелистые сплавы типа инконель). Растворим в воде (2 объема на 1 объем воды при т-ре 25° С), частично гидролизуясь с образованием раствора хлорноватистой и соляной к-т. Из соединений X. с неметаллами важнейшее — хлористый водород НСl, образующийся при непосредственном взаимодействии (на свету) X. с водородом либо под действием сильных минер, кислот (напр., Н2SО4) на соединения металлов с хлором (напр., NaCl), а также являющийся побочным продуктом при получении мн. хлорорга-нических соединений. Хлористый водород — бесцветный газ, в сухом состоянии не взаимодействует с большинством металлов и их окислов. Очень хорошо растворяется в воде (426 объемов НСl в 1 объеме воды при т-ре 25° С), образуя соляную к-ту.
 
Соляная к-та, являясь весьма сильной, взаимодействует со всеми электроотрицательными металлами (стоящими в электрохим. ряду напряжений выше водорода). В неводных растворах хлористого водорода (напр., в ацетонитриле) могут корродировать и нек-рые электроположительные металлы (напр., медь). С кислородом хлор непосредственно не взаимодействует. Косвенным путем могут быть получены окислы Сl20, СlO2, Сl206 и Сl207, к-рым отвечают кислоты НСlO — хлорноватистая (соли — гипохлориты), НСlO2 — хлористая (соли — хлориты), НСlO3 — хлорноватая (соли — хлораты) и НСlO4 — хлорная (соли — перхлораты). Хлорноватистая и хлористая к-ты неустойчивы и существуют лишь в разбавленных водных растворах. Все кислородные соединения хлора — сильные окислители.
 
Окислительная способность к-т и их солей уменьшается, а сила возрастает от хлорноватистой к-ты к хлорной. Наиболее часто применяют в качестве окислителей пшохлорит кальция Са(ОСl)2, бертолетову соль КСlO3 и хлорную известь Са2ОСl2— двойную соль соляной и хлорноватистой к-т. Xлор соединяется с другими галогенами, образуя межгалоидные соединения: ClF, ClF3, BrCl, IСl и IС3. По хим. св-вам соединения элементов с хлором (хлориды) подразделяют на солеобраз-ные, хлорангидриды и несолеобразные нейтральные хлориды. К соле-образным хлоридам относятся соединения с хлора металлов I, II и IIIа подгрупп периодической системы элементов, а также соединения с X. металлов остальных групп в низших степенях   окисления.   Большинство солеобразных хлоридов плавится при высоких т-рах и хорошо растворимы в воде за небольшим исключением (напр., AgCl).
 
Солеобразные хлориды в расплавленном состоянии сравнительно хорошо проводят ток (их проводимость при т-ре 800° С составляет LiCl — 2,17; NaCl — 3,57; КСl — 2,20 ом-1 •cь-1). К хлорангидри-дам относятся хлориды неметаллов (напр., бора, кремния, фосфора) и хлориды металлов IIIв подгруппы и IV—VIII групп периодической системы в высших степенях окисления. Хлорангидриды при взаимодействии с водой образуют соответствующую к-ту и выделяют хлористый водород. Несолеобразным нейтральным хлоридом является, напр., четыреххло-ристый углерод ССl4. Осн. пром. метод получения X.— электролиз растворов NaCl или НСl (аноды графитовые или титановые). Xлор очень токсичен, предельно допустимое содержание свободного X. в воздухе 0,001 мг/л. Xлор — наиболее практически важный из галогенов, находит применение для отбеливания тканей и бумаги, обеззараживания питьевой воды, для получения соляной к-ты, в органическом синтезе, при получении и очистке многих металлов методами хлорной металлургии. Применяются также гипохлориты — как отбеливающие и дезинфицирующие вещества, хлориты — в пиротехнике и спичечном произ-ве, перхлораты — как компонент твердых ракетных топлив.
 
 
Хлор газ жёлто — зелёного цвета . Ядовит , имеет резкий , удушливый , неприятный запах . Хлор тяжелее воздуха , сравнительно хорошо растворяется в воде ( на 1 объём воды 2 объёма хлора ) , образуя хлорную воду ; Cl2aqi при температуре — 34 °C превращается в жидкость , а при  -101 гр затвердевает . Плотность 1,568 г/см³
 
Cl — как  вещество применялся во время первой мировой войны как боевое отравляющее вещество , потому , что тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли . Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.
Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица , лёгочные и бронхиальные заболевания . При отравлении хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром или водяных паров с примесью нашатырного спирта .
В небольших количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей , так как губительно действует на бактерии . Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водородной воды .
Галогены в качестве солей являются жизненно важными элементами . Хлор в виде поваренной соли постоянно применяются в пищу , а также входит в состав зелёного вещества растений — хлорофилла .
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету :
 
Cl2 + H2 = 2HCl
 
Если поджечь струю водорода в атмосфере хлора , то он будет сгорать спокойно бесцветным пламенем .
Многие металлы в хлоре горят , например сурьма самовоспламеняется , другие металлы реагируют с хлором при нагревании :
 
2Na + Cl2 = 2NaCl
 
На этом основано повышение процента содержания благородных металлов в низко пробных сплавах , для этого заранее измельченный материал нагревают в присутствии свободно проходящего хлора .
Если металлы могут иметь различную степень окисления , то при реакции с хлором они проявляют высшую :
 
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
 
Cu + Cl2 = CuCl2
 
Железо в реакции с хлором проявляет степень окисления , равную +3  — Fe  , а медь равную + 2 — Cu .
Во всех приведенных случаях хлор ведёт себя как окислитель .  
Взаимодействие хлора со сложными веществами .
При взаимодействии хлора со сложными веществами он ведёт себя как окислитель , например при взаимодействии с водой . В начале галоген растворяется в воде с образованием соответственно хлорной воды ( Claq ) , а затем постепенно между водой и хлором начинается реакция :
 
Cl2 + H2O = 2HCl + [O]
 
Однако эта реакция не сразу протекает до образования конечных продуктов . На первой стадии процесса образуются две кислоты — соляная HCl и хлорноватистая  ( данная смесь кислот растворяют золото )
 
Cl2 + H2O = HCl + HClO
 
Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты :
  
HClO = HCl + [ O ]
 
Образование атомарного кислорода объясняется в значительной мере окисляющее действие хлора . Органические красители помещённые в хлорную воду , обесцвечиваются . Проверка на лакмус не приобретает характерной для него в кислоте окраски , а полностью теряет её .Это объясняется наличием атомарного кислорода , который оказывает на лакмус окисляющее действие .
 
Галогены реагируют и с органическими веществами .
Если внести в атмосферу хлора бумажку , смоченную скипидаром ( органическое вещество , состоящих из водорода и углерода ) , то можно заметить выделение большого количества сажи и запах хлористого водорода , иногда реакция протекает с воспламенением . Это объясняется тем , что хлор вытесняет углерод из соединений с водородом и образует хлористый водород , а углерод выделяется в виде сажи в свободном состоянии . Именно поэтому галогены не используют резиновые изделия .
При взаимодействии хлора в свободном состоянии на соль другого галогена с меньшей степенью окисления ( бром , йод ) приводит к выделению галогена , это объясняется тем , что хлор как более активный галоген окисляет бром . Эту реакцию применяют для получения брома из его солей :
 
MgBr2 + Cl2 = MgCl + Br2
 
Получение хлора
В промышленности получают путём электролиза растворов или расплавов поваренной соли . В лабораторных условиях получают путем различных окислительно — восстановительных реакций , например окислением соляной кислоты двуокисью марганца .
Для получения хлора можно использовать и перманганат калия :
 
KMnO4 + HCl  Cl2 +….
 
Также можно использовать и другие окислители :
 
K2Cr2O7 + HCl  Cl2 + ….
 
Применение хлора .
Его применяют для хлорирования водопроводной воды . В промышленности он используется для получения синтетической соляной кислоты , хлорной извести , бертолетовой соли , извлечении благородных металлов из руд , а так же в реакциях органического синтеза .
 
Лит.: Фиалков Я. А. Межгалоидные соединения.; Некрасов В. В.
В основном с этим также ищут .
Лекарства
Эфедрина гидрохлоридЭтилморфина гидрохлоридХолин хлоридХлоридинХлоралгидратХлорацизинХлораконХинина гидрохлоридКислота хлористоводороднаяСальсолина гидрохлоридРтути монохлоридРтути амидохлоридПиридоксина гидрохлоридПилокарпина гидрохлоридПапаверина гидрохлоридНатрия хлоридМорфина гидрохлоридЛобелина гидрохлоридКотарнин хлоридКокаина гидрохлоридКальция хлоридКалия хлоридАммония хлоридАдреналин гидрохлорид
Вы читаете, статья на тему хлор