Хлор
Атомный номер	17
Внешний вид простого вещества	Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит.
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	35,4527 а.е.м.(г/моль)
Радиус атома	100 пм
Энергия ионизации (первый электрон)	1254.9(13.01) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация	3s 2 3p 5
Химические свойства
Ковалентный радиус	99 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность (по Полингу)	3.16
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность	(при −33.6 °C)1,56 г/см³
Молярная теплоёмкость	21.838 Дж/(K·моль)
Теплопроводность	0.009 Вт /( ·K)
Температура плавления	172.2
Теплота плавления	6.41 кДж /моль
Температура кипения	238.6
Теплота испарения	20.41 кДж/моль
Молярный объём	18.7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Отношение c/a	—
Температура Дебая	n/a K

Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 17.

Элемент ХЛОР 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).

История открытия хлора

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.

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.

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.

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

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

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

В реестре CAS — номер 7782-50-5.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10 22 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p 6 3S² 3p 5 , поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO 2 и Cl 2 O 6 . Однако, эти соединения являются радикалами , то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

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

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Взаимодействие с неметаллами

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 2

При 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 + S

Реакции с органическими веществами

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HCl

Присоединяется 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

Способы получения

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

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

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

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

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

Диафрагменный метод с твердым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твердым катодом

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

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

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

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:

Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода

• 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: водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов : полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные сжигании (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. Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.

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

  Особенности работы и меры предосторожности

  Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na 2 SO 3 или тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 .

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

  Дополнительная информация

  Производство хлора в России
  Хлорид золота
  Хлорная вода
  Хлорная известь
  Хлорид первого основания Рейзе
  Хлорид второго основания Рейзе

  Соединения хлора
  Гипохлориты
  Перхлораты
  Хлорангидриды
  Хлораты
  Хлориды
  Хлорорганические соединения

  Анализируется

  — При помощи электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.

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

Обсуждение темы чем вредна хлорка стоит начать с уточнения того, что, собственно, это такое. Хлор это химический элемент, которого очень много в природе. Люди уже давно открыли хлор и в быту чаще всего используют именно его для целей дезинфекции. К сожалению, потенциал токсичности хлора не ограничивается борьбой с плесенью и грибками, а фактически вредные свойства хлора действительно можно связывать с серьезной опасностью для здоровья человека.

Что такое хлор: общие факты

Хлор является химическое веществом, используемым в промышленности и в бытовых чистящих средствах. При комнатной температуре хлор представляет собой газ желто-зеленого цвета с острым, раздражающим запахом, похожим на запах отбеливателя. Как правило, хлор хранят под давлением и охлаждением и отгружается в форме жидкости янтарного цвета. Хлор сам по себе не сильно горюч, но в сочетании с другими веществами, образовывает взрывоопасные соединения.

Использование хлора

Хлор имеет множество применений. Он используется для дезинфекции воды и является частью процесса санитарии для сточных вод и промышленных отходов. При производстве бумаги и ткани, хлор используется в качестве отбеливающего агента. Он также используется в моющих средствах, в том числе как бытовой отбеливатель, который и есть хлор, растворенный в воде. Хлор используется для приготовления хлоридов, хлорированных растворителей, пестицидов, полимеров, синтетических каучуков, и хладагентов.

Чем хлор опасен для людей

Из-за своего широкого использования в промышленных и коммерческих помещениях, воздействие хлора может произойти от случайного разлива или выброса, или сознательного действия. Наиболее вредное воздействие хлора от вдыхания газообразного хлора. Проблемы могут также возникнуть от контакта кожи или глаз с газообразным хлором или после глотания пищи или воды с хлоркой.

Газообразный хлор тяжелее воздуха и первоначально остается в низменных районах, если ветер или другие условия не способствуют движению воздуха.

Чем вредна хлорка: что происходит с хлором в организме

Когда хлор поступает в организм в результате дыхания, глотания, или при контакте с кожей, он реагирует с водой с образованием кислот. Кислоты способствуют коррозии и повреждению клеток в организме при контакте.

Вред хлорки: ближайшие последствия для здоровья воздействия хлора

Большинство вредных воздействия хлора являются результатом вдыхания. Последствия для здоровья, как правило, начинаются в течение нескольких секунд до минут. После воздействия хлора, отмечаются наиболее распространенные симптомы:

• Раздражение дыхательных путей
• Хрипы
• Затрудненное дыхание
• Боль горла
• Кашель
• Стеснение в груди
• Раздражение глаз
• Раздражение кожи

Тяжесть последствий для здоровья зависит от способа воздействия, дозы и продолжительности воздействия хлора. Вдыхание большого количества хлора вызывает накопление жидкости в легких, состояние, известное как отек легких. Развитие отека легких может быть отложено на несколько часов после воздействия хлора. Контакт со сжатым жидким хлором может привести к обморожению кожи и глаз.

Что делать, если вы подверглись воздействию хлора

Если вы уже сталкивались с выделениями хлора, выполните следующие действия:

Как лечится отравление хлором

Чтобы ограничить последствия для здоровья от воздействия хлора, промойте глаза и кожу как можно быстрее с большими объемами воды.

Современная медицина не знает противоядия при отравлении хлором, но эффекты хлора поддается лечению, и большинство людей после отравления хлором, выздоравливает. Людям, которые испытывают серьезные последствия для здоровья (например, тяжелые формы раздражения глаз и дыхательных путей, очень сильный кашель, затрудненное дыхание, отек легких), возможно, потребуется стационарное лечение.

Лабораторные тесты для принятия решения о лечении, если кто-то подвергается воздействию хлора

Лабораторные испытания по поводу воздействия хлора не будут полезны в принятии решений по лечению. Человека, который подвергается воздействию вредного количества хлора, заметят сразу из-за неприятного запаха и проблем кожи, глаз, носа и / или раздражения горла. Таким образом, диагностика и лечение отравления хлором в первую очередь будет основываться на истории болезни пациента и последствий воздействия хлорки для здоровья.

Вред хлорки в качестве дезинфицирующего средства

Хлор содержится во многих бытовых чистящих средствах, он используется как фумигант, и, так как он препятствует росту бактерий, таких как е. палочка и лямблии, то часто добавляется в водные системы как дезинфицирующее средство. В то время как дезинфекция питьевой воды является необходимой мерой для снижения заболеваний, проблемы безопасности хлора связаны с некоторыми серьезными неблагоприятными последствиями для здоровья, в том числе деменцией у пожилых пациентов.

Почему можно отравиться хлокой в бассейне?

Вода плавательных бассейнов должна быть очищена с помощью некоторых средств, чтобы предотвратить загрязнение и бактериального роста. Хлор не самый безопасный метод, но, вероятно, наиболее распространенный. Помните, что хлор это яд. Разбавляйте его достаточно, чтобы он был достаточно сильным, но не настолько, чтобы убить человека.

Некоторые исследования подтверждает, что долгосрочное купание в хлорированных бассейнах может вызвать симптомы астмы у пловцов. Это может повлиять на спортсменов, которые ранее были здоровы, особенно на подростков. Кроме того, есть гипотеза, что раздражение глаз и кожи в пловцов также связаны с хлоркой.
Кстати, ученые Колледж стоматологии Нью-Йоркского университета выявили, что хлорированная вода пагубно влияет на зубную эмаль.

Чем хлор опасен дома

Миллионы несчастных случаев и травм происходят каждый год в жилых помещениях и многие из них связаны воздействием токсичных химических веществ, в частности в отбеливателе. Его состав может выпустить газообразный хлор, который раздражает дыхательную систему при вдыхании. Если вы когда-либо использовали хлорку, чтобы очистить ванну в замкнутом пространстве, вы, вероятно, испытали ожог хлором. Помните, что хлор достаточно токсичны, чтобы считаться настоящим химическим оружием и классифицируется как агент остановки дыхания. Вдыхание хлора может вызвать затрудненное дыхание, боль в груди, кашель, раздражение глаз, повышение сердцебиения, учащенное дыхание и даже смерть. Долго нюхать отбеливатель или чистящее средство будет очень травмирующим опытом. Кстати, отравление хлором имеет повторяющиеся симптомы.

Как обезопасить себя от воздействия хлора

1. Постарайтесь в быту снизить риски воздействия хлорки. Если у вас есть бассейн, избегайте продуктов, содержащих хлор. Существуют альтернативные методы, которые могут быть использованы, чтобы дезинфицировать воду, в том числе с помощью ионов серебра, генераторов меди и соленой воды.
2. Чтобы защитить себя в хлорированных бассейнах, наденьте маску чтобы оградить ваши глаза, а после купания, оставьте бассейн и вдыхайте свежий воздух, чтобы избавиться от газа из вашей "системы". Душ быстро и тщательно смоет хлор с вашей кожи.
3. Крем для загара не будет защищать вас от воздействия хлора. Выбирайте общественные бассейны, которые очищаются не хлором, а более современными и безопасными методами дезинфекции. Многие используют генератор серебряных и медных ионов.
4. Избегайте домашних чистящих средств, содержащих хлор. Есть природные и органические альтернативы. Вы даже можете сделать свое ​​собственное.
5. Одним из наиболее значимых мероприятий, которые можно предпринять, чтобы всегда пить очищенную воду, это решить вопрос с установкой системы очистки воды для вашего дома. Это поможет снизить количество токсинов, прежде чем вода даже поступит в кран.

Отказ от ответственности: Информация, представленная в этой статье про вред хлорки, предназначена только для информирования читателя. Она не может быть заменой для консультации профессиональным медицинским работником.

Cl 2 при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

16НСl + 2КМпО 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8Н 2 O

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

14HCl + К 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Химические свойства

Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Аu = 2AuCl 3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O 2 , N 2 , С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Cl 2 + Н 2 =2НС1

Cl 2 + 2S (расплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в избытке Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) из их соединений

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl 2 + 2КОН =KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

3Cl 2 + 2Са(ОН) 2 = CaCl 2 + Са(ClO) 2 + 2Н 2 O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO 3 и Са(ClO) 2 - гипохлориты; КClO 3 - хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl 2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H 2 SO 4 на хлориды:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабом нагревании)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl - сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н 2 O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

HCl → H + + Cl -

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ЗН 2 O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2 О

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ЗН 2 O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СO 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции с сильными окислителями F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

Химические свойства

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H 2 O

Министерство образования и науки РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное ГОСУДАРСТВЕННОЕ бюджетное ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ИВАНОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра ТП и МЭТ

Реферат

Хлор: свойства, применение, получение

Руководитель: Ефремов А.М.

Иваново 2015

Введение

Общие сведения по хлору

Применение хлора

Химические способы получения хлора

Электролиз. Понятие и сущность процесса

Промышленное получение хлора

Техника безопасности в хлорном производстве и охрана окружающей среды

Заключение

Введение

хлор химический элемент электролиз

В связи с масштабностью применения хлора в различных областях науки, промышленности, медицины и в быту, спрос на него в последнее время катастрофически возрос. Существует множество методик получения хлора лабораторными и промышленными методами, однако все они имеют больше недостатков, чем достоинств. Получение хлора, например, из соляной кислоты, являющейся побочным продуктом и отходом множества химических и иных производств или поваренной соли, добываемой в соляных месторождениях, процесс достаточно энергозатратный, вредный с точки зрения экологии и весьма опасный для жизни и здоровья.

В настоящее время весьма актуальна проблема разработки технологии получения хлора, которая исключала бы все вышеизложенные недостатки, а также обладала высоким выходом по хлору.

.Общие сведения по хлору

Хлор получен впервые в 1774 году К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnО2. 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».

Хлор - элемент VII группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Молекулярная масса 70,906, атомная масса 35,453, атомный номер - 17, относится к семейству галогенов. При нормальных условиях свободный хлор, состоящий из двухатомных молекул, представляет собой зеленовато-желтый негорючий газ с характерным резким и раздражающим запахом. Он ядовит и вызывает удушье. Сжатый газообразный хлор при атмосферном давлении превращается в жидкость янтарного цвета при -34,05 °С, затвердевает при -101,6 °С и давлении 1 атм. Обычно хлор представляет собой смесь 75,53% 35Cl и 24,47% 37Cl. При нормальных условиях плотность газообразного хлора составляет 3,214 кг/м3, то есть он примерно в 2,5 раза тяжелее воздуха.

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. Этим обусловлено большое разнообразие его применения. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами. 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 РCl3, а при дальнейшем хлорировании - РСl5. Сера с хлором при нагревании дает S2Cl2, SCl2 и другие SnClm. 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% Н2, взрывоопасны и могут взрываться от действия света, электрической искры, нагревания, от присутствия некоторых веществ, например оксидов железа.

С кислородом хлор образует оксиды: Cl2О, СlO2, Cl2О6, Сl2О7, Cl2О8, 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: Cl2 + Н2О? НClО + НCl. Образующийся желтоватый раствор часто называют хлорной водой. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2= NaClO + NaCl + Н2О, 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. С других галогенами хлор образует межгалогенные соединения. Фториды хлора ClF, ClF3, ClF3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4.

Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание его в земной коре 1,7·10-2% по массе. 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·MgCl2·6H2O, каинит KCl·MgSO4·3H2O, бишофит MgCl2·6H2O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.

Стандарты качества хлора

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

Хранение и транспортировка хлора

Производимый всевозможными методами хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные цилиндрические (объёмом 10-250 м3) и шаровые (объёмом 600-2000 м3) баллоны под давлением собственных паров 18 кгс/см2. Максимальные объемы хранения составляют 150 тонн. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску - защитный цвет. В случае разгерметизации баллона с хлором происходит резкий выброс газа с концентрацией, превышающей смертельную в несколько раз. 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. Перевозят хлор в контейнерах, железнодорожных цистернах, баллонах, которые являются временным его хранилищем.

2.Применение хлора

Хлор потребляется прежде всего химической промышленностью для производства различных органических хлорпроизводных, идущих для получения пластических масс, синтетических каучуков, химических волокон, растворителей, инсектицидов и т.п. В настоящее время более 60% мирового производства хлора используется для органического синтеза. Помимо этого хлор используют для производства соляной кислоты, хлорной извести, хлоратов и других продуктов. Значительные количества хлора идут в металлургию для хлорирования при переработке полиметаллических руд, извлечения золота из руд, а также его используют в нефтеперерабатывающей промышленности, в сельском хозяйстве, в медицине и санитарии, для обезвреживания питьевой и сточных вод, в пиротехнике и ряде других областей народного хозяйства. В результате развития сфер использования хлора, главным образом благодаря успехам органического синтеза, мировое производство хлора составляет более 20 млн. т/год.

Основные примеры применения и использования хлора во всевозможных отраслях науки, промышленности и бытовых нужд:

1.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 .

CH2=CH2+Cl2=>CH2Cl-CH2ClCl-CH2Cl=> CH2=CHCl+HCl

1)в качестве отбеливающего средства (хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты по реакции: Cl2 + H2O ? HCl + HClO ? 2HCl + O*).

2)в производстве хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений (альдрин, ДДТ, гексахлоран). Один из самых важных инсектицидов - гексахлорциклогексан (C6H6Cl6).

)используется как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт (C4H8Cl2S), фосген (CCl2O).

)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 (Cl2), двуокись хлора (ClO2), хлорамин (NH2Cl) и хлорную известь (Ca(Cl)OCl).

)в пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.

)в химическом производстве каустической соды (NaOH) (применяется в производстве искусственного шелка, в мыловаренной промышленности), соляной кислоты (HCl), хлорной извести, бертолетовой соли (KClO3), хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

)в металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия .

TiO2 + 2C + 2Cl2 => TiCl4 + 2CO;

TiCl4 + 2Mg => 2MgCl2 + Ti (при Т=850°С)

)в качестве индикатора солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах (Идея «хлорного детектора» для регистрации солнечных нейтрино была предложена известным советским физиком академиком Б. Понтекорво и осуществлена американским физиком Р. Девисом и его сотрудникми. Уловив нейтрино ядро изотопа хлора с атомным весом 37, превращается в ядро изотопа аргона-37, при этом образуется один электрон, который можно зарегистрировать.).

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов (глобальные экотоксиканты, обладающие мощным мутагенным , иммунодепрессантным , канцерогенным, тератогенным и эмбриотоксическим действием. Они слабо расщепляются и накапливаются как в организме человека, так и в биосфере планеты, включая воздух, воду, пищу).

3.Химические способы получения хлора

Ранее было распространено производство хлора химическим путем по способам Вельдона и Дикона. В этих процессах хлор получали окислением хлористого водорода, образовывающегося в качестве побочного продукта в производстве сульфата натрия из поваренной соли действием серной кислоты.

реакция протекающая при использовании метода Вельдона:

4НСl + МnO2 =>МnСl2+ 2Н2O + Сl2

реакция протекающая при использовании метода Дикона:

НСl + O2 =>2Н2O + 2Сl2

В диконовском процессе в качестве катализатора использовали хлорную медь, 50%-ным раствором которой (иногда с добавкой NaCl) пропитывали пористый керамический носитель. Оптимальная температура реакции на таком катализаторе была обычно в пределах 430490°. Этот катализатор легко отравляется соединениями мышьяка, с которыми образует неактивный арсенат меди, а также двуокисью и трехокисью серы. Присутствие в газе даже небольших количеств паров серной кислоты вызывает резкое уменьшение выхода хлора в результате последовательно идущих реакций:

H2SO4 => SO2 + 1/2O2 + H2O+ С12 + 2Н2O => 2НCl + H2SO4

С12 + Н2O => 1/2O2 + 2НСl

Таким образом, серная кислота является катализатором, способствующим обратному превращению Сl2 в НСl. Поэтому хлористоводородный газ до окисления на медном катализаторе должен подвергаться тщательной очистке от примесей, снижающих выход хлора.

Установка Дикона состояла из подогревателя газа, газового фильтра и контактного аппарата стального цилиндрического кожуха, внутри которого находились два концентрически расположенных керамических цилиндра с отверстиями; кольцевое пространство между ними заполнено катализатором. Хлористый водород окисляли воздухом, поэтому хлор получался разбавленным. В контактный аппарат подавали смесь, содержавшую 25 объемн.% НСl и 75 объемн.% воздуха (~16% O2), а газ, выходивший из аппарата, содержал около 8% С12, 9% НСl, 8% водяного пара и 75% воздуха. Такой газ, после отмывки из него НСl и осушки серной кислотой, использовали обычно для получения хлорной извести.

Реставрация процесса Дикона в настоящее время базируется на окислении хлористого водорода не воздухом, а кислородом, что позволяет получать концентрированный хлор при применении высокоактивных катализаторов. Образующуюся хлорокислородную смесь отмывают от остатков НС1 последовательно 36- и 20%-ной соляной кислотой и осушают серной кислотой. Затем хлор сжижают, а кислород возвращают в процесс. Отделение хлора от кислорода производят также, поглощая хлор под давлением 8 атм хлористой серой, которую затем регенерируют, получая 100%-ный хлор:

Сl2 + S2CI2 S2Cl4

Используют низкотемпературные катализаторы, например, двухлористую медь, активированную солями редкоземельных металлов, что дает возможность вести процесс даже при 100°С и поэтому резко увеличить степень превращения НСl в Сl2. На окисно-хромовом катализаторе сжигание НСl в кислороде производят при 340480°C. Описано применение при 250420°C катализатора из смеси V2O5 с пиросульфатами щелочных металлов и активаторами на силикагеле. Изучены механизм и кинетика этого процесса и установлены оптимальные условия его осуществления, в частности в псевдоожиженном слое.

Окисление хлористого водорода кислородом производят также с помощью расплавленной смеси FeCl3 + КСl в две стадии, осуществляемые в отдельных реакторах. В первом реакторе происходит окисление хлорного железа с образованием хлора:

2FeCl3 + 1 O2 => Fe3O3 + ЗСl2

Во втором реакторе хлорное железо регенерируется из окиси железа хлористым водородом:

O3 + 6HCI = 2FeCl3 + 3H20

Для уменьшения давления пара хлорного железа добавляют хлористый калий. Этот процесс предложено осуществлять также в одном аппарате, в котором контактная масса, состоящая из Fe2O3, КС1 и хлорида меди, кобальта или никеля, нанесенных на инертный носитель, перемещается сверху вниз аппарата. Вверху аппарата она проходит горячую зону хлорирования, где Fe2Оз превращается в FeCl3, взаимодействуя с НСl, находящимся в потоке идущего снизу вверх газа. Затем контактная масса опускается в зону охлаждения, где под действием кислорода образуется элементарный хлор, a FeCl3 переходит в Fe2O3. Окисленная контактная масса снова возвращается в зону хлорирования.

Подобное же косвенное окисление НСl в Cl2 осуществляется по схеме:

2НС1 + MgО = MgCl2 + Н2O + 1/2O2 = MgO + Cl2

Предложено одновременно получать хлор и серную кислоту, пропуская через ванадиевый катализатор при 400600°C газ, содержащий НСl, O2 и большой избыток SO2. Затем из газа конденсируют H2SO4 и HSO3Cl и абсорбируют SO3 серной кислотой хлор остается в газовой фазе. HSO3Cl гидролизуется и выделяющийся НС1 возвращают в процесс.

Еще более эффективно окисление проводится такими окислителями, как РbО2, КМnО4, КСlO3, К2Сr2О7 :

2KMnO4 + 16HCl => 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2^ +8H2O

Хлор может быть получен и окислением хлоридов. Например, при взаимодействии NaCl и SO3 идут реакции:

NaCl + 2SO3 = 2NaSO3Cl

NaSO3Cl = Cl2 + SO2 + Na2SO4

Распад NaSO3Cl происходит при 275°C. Смесь газов SO2 и С12 можно разделить, поглощая хлор SO2Cl2 или ССl4 или подвергая ее ректификации, в результате которой получается азеотропная смесь, содержащая 88 мол. % Cl2 и 12 мол. % SO2. Азеотропную смесь можно далее разделить, переводя SO2 в SO2C12 и отделяя избыточный хлор, a SO2Cl2 разлагая при 200° на SO2 и Сl2, которые добавляют к смеси, направляемой на ректификацию.

Хлор можно получить окислением хлорида или хлористого водорода азотной кислотой, а также двуокисью азота:

ЗНСl + HNO3 => Сl2 + NOCl + 2Н2O

Ещё один способ получения хлора - разложение хлористого нитрозила, которое может быть достигнуто его окислением:

NOCl + O2 = 2NO2 + Сl2

Также для получения хлора предложено, например, окислять NOCl 75%-ной азотной кислотой:

2NOCl + 4HNO3 = Сl2 + 6NO2 + 2Н2O

Смесь хлора и двуокиси азота разделяют, перерабатывая NO2 в слабую азотную кислоту, используемую затем для окисления НСl в первой стадии процесса с образованием Сl2 и NOCl. Основным затруднением при осуществлении этого процесса в промышленных масштабах является устранение коррозии. В качестве материалов для аппаратуры применяют керамику, стекло, свинец, никель, пластмассы. По этому методу в США в 19521953 гг. работала установка производительностью 75 т хлора в сутки.

Разработан циклический способ получения хлора окислением хлористого водорода азотной кислотой без образования хлористого нитрозила по реакции:

2НСl + 2HNO3 = Сl2 + 2NO2 + 2Н2O

Процесс идет в жидкой фазе при 80°C, выход хлора достигает 100%, NO2 получается в жидком виде.

В последствии эти способы были полностью вытеснены электрохимическими, но в настоящее время химические способы получения хлора вновь возрождаются на новой технической базе. Все они основаны на прямом или косвенном окислении HCl (или хлоридов), причем наиболее распространенным окислителем является кислород воздуха.

Электролиз. Понятие и сущность процесса

Электролиз - совокупность электрохимических окислительно-восстановительных процессов, которые происходят на электродах во время прохождения постоянного электрического тока через расплав или раствор с погруженными в него электродами.

Рис. 4.1. Процессы, протекающие при электролизе. Схема электролизной ванны: 1 - ванна, 2 - электролит, 3 - анод, 4 - катод, 5 - источник питания

Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. В основном применяют металлы и сплавы, из неметаллов электродами могут служить, например, графитовые стержни (или углерод). Реже в качестве электрода используют жидкости. Электрод, заряженный положительно - анод. Электрод, заряженный отрицательно - катод. При электролизе происходит окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом. В качестве инертного анода можно взять графит (углерод) или платину. В качестве катода можно взять металлическую пластину (она не будет растворяться). Подойдёт медь, латунь, углерод (или графит), цинк, железо, алюминий, нержавейка.

Примеры электролиза расплавов:

Примеры электролиза растворов солей:

(на аноде окисляются анионы Сl?, а не кислород O?II молекул воды, так как электроотрицательность хлора меньше, чем кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород)

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):

В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде. При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например Li+, Cs+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+) и никогда не окисляется на аноде кислород O?II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например ClO4?, SO42?, NO3?, PO43?, CO32?, SiO44?, MnO4?), вместо них окисляется вода.

Электролиз включает два процесса: миграцию реагирующих частиц под действием электрического поля к поверхности электрода и переход заряда с частицы на электрод или с электрода на частицу. Миграция ионов определяется их подвижностью и числами переноса. Процесс переноса нескольких электрических зарядов осуществляется, как правило, в виде последовательности одноэлектронных реакций, то есть постадийно, с образованием промежуточных частиц (ионов или радикалов), которые иногда существуют некоторое время на электроде в адсорбированном состоянии .

Скорости электродных реакций зависят от:

состава электролита

концентрации электролита

материала электродов

электродного потенциала

температуры

гидродинамических условий.

Мерой скорости реакций служит плотность тока. Это векторная физическая, модуль которой определяется соотношением силы тока (количество переносимых электрических зарядов в единицу времени) в проводнике к площади поперечного сечения.

Законы электролиза Фарадея являются количественными соотношениями, основанными на электрохимических исследованиях, и помогают определить массу образующихся при электролизе продуктов. В наиболее общем виде законы формулируются следующим образом:

)Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

2)Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество .

В математическом виде законы Фарадея можно представить следующим образом:

где m - масса осаждённого на электроде вещества в граммах,- полный электрический заряд, прошедший через вещество,= 96 485,33(83) Кл·моль?1 - постоянная Фарадея,- молярная масса вещества (Например, молярная масса воды H2O = 18 г/моль),- валентное число ионов вещества (число электронов на один ион).

Заметим, что M/z - это эквивалентная масса осаждённого вещества.

Для первого закона Фарадея M, F и z являются константами, так что чем больше величина Q, тем больше будет величина m.

Для второго закона Фарадея Q, F и z являются константами, так что чем больше величина M/z (эквивалентная масса), тем больше будет величина m.

В простейшем случае постоянного тока электролиза приводит к:

В более сложном случае переменного электрического тока полный заряд Q тока I(?) суммируется за время ? :

где t - полное время электролиза.

В промышленности процесс электролиза проводится в специальных аппаратах - электролизерах.

Промышленное получение хлора

В настоящее время хлор, главным образом, производят электролизом водных растворов, а именно одним из -трех электрохимических методов, два из которых представляют собой электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, другой электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). Эти методы дают хлор приблизительно одной и той же чистоты. В мировой практике используются все три метода получения хлора, однако 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 и хлора. Предпочтительнее использовать мембранный процесс, так как он более экономичен, менее опасен для окружающей среды и дает возможность получить конечный продукт более высокого качества.

Сырьем для электролитического производства хлора служат, главным образом, растворы поваренной соли NaCl, получаемые растворением твердой соли, или же природные рассолы. Имеются три типа месторождений соли: ископаемая соль (около 99% запасов); соляные озера с донными отложениями самосадочной соли (0,77%); остальное - подземные расколы. Растворы поваренной соли независимо от пути их получения содержат примеси, ухудшающие процесс электролиза. Особо неблагоприятное влияние при электролизе с твёрдым катодом оказывают катионы кальция Ca2+, Mg2+ и анионы SO42- , а при электролизе с жидким катодом - примеси соединений, содержащих тяжелые металлы, например хром, ванадий, германий и молибден.

Кристаллическая соль для хлорного электролиза должна иметь следующий состав (%): хлорид натрия не менее 97,5; Mg2+ не более 0,05; нерастворимого осада не более 0,5; Ca2+ не более 0,4; K+ не более 0,02; SO42- не более 0,84; влажность не более 5; примесь тяжелых металлов (определяемая амальгамной пробой см3 H2) не более 0,3. Очистка рассолов производится раствором соды (Na2CO3) и известковым молоком (взвесь суспензии Ca(OH)2 в воде). Помимо химической очистки, растворы освобождаются от механических примесей отстаиванием и фильтрацией.

Электролиз растворов поваренной соли производится в ваннах с твердым железным (или стальным) катодом и с диафрагмами и мембранами, в ваннах с жидким ртутным катодом. Промышленные электролизеры, применяемые для оборудования современных крупных хлорных цехов, должны иметь высокую производительность, простую конструкцию, быть компактными, работать надежно и устойчиво.

Электролиз протекает по схеме:

MeCl + H2O => MeOH + Cl2 + H2,

где Me щелочной металл.

При электрохимическом разложении поваренной соли в электролизерах с твердыми электродами протекают следующие основные, обратимые и необратимые ионные реакции:

диссоциация молекул поваренной соли и воды (идет в электролите)

NaCl-Na++Cl- -H++OH-

Окисление иона хлора (на аноде)

С1- - 2е- => С12

восстановление иона водорода и молекул воды (на катоде)

Н+ - 2е- => Н2

Н2O - 2е - => Н2 + 2OН-

Ассоциация ионов в молекулу гидроксида натрия (в электролите)

Na+ + OH- - NaOH

Полезными продуктами являются гидроксид натрия, хлор и водород. Все они выводятся из электролизера раздельно.

Рис. 5.1. Схема диафрагменного электролизера

Полость электролизера с твердым катодом (рис. 3) разделена пористой перегородкой - диафрагмой - на катодное и анодное пространство, в которых соответственно размещены катод и анод электролизера. Поэтому электролизер часто называют «диафрагменным», а метод получения - диафрагменным электролизом.

Первые промышленные электролизеры работали в периодическом режиме. Продукты электролиза в них разделялись цементной диафрагмой. В дальнейшем были созданы электролизеры, в которых для разделения продуктов электролиза служили перегородки в виде колокола. На следующем этапе появились электролизеры с проточной диафрагмой. В них принцип противотока объединялся с использованием разделительной диафрагмы, которую изготавливали из асбестового картона. Далее был открыт способ получения диафрагмы из асбестовой пульпы, заимствованный из технологии бумажной промышленности. Этот способ позволил разработать конструкции электролизеров на большую токовую нагрузку с неразборным компактным пальцевым катодом. Для увеличения срока службы асбестовой диафрагмы предложено в ее состав вводить в качестве покрытия или связи некоторые синтетические материалы. Предложено также диафрагмы целиком изготовлять из новых синтетических материалов. Имеются данные, что такие комбинированные асбосинтетические или специально изготовленные синтетические диафрагмы имеют срок службы до 500 суток. Разрабатываются также специальные ионообменные диафрагмы, которые позволяют получать чистую каустическую соду с очень малым содержанием хлорида натрия. Действие таких диафрагм основано на использовании их селективных свойств для прохождения различных ионов.

Места контактов токоподводов к графитовым анодам в ранних конструкциях выносили из полости электролизера наружу. В дальнейшем были разработаны способы защиты контактных частей анодов, погруженных в электролит. С использованием этих технических приемов были созданы промышленные электролизеры с нижним токоподводом, в которых анодные контакты располагаются в полости электролизера. Они и применяются повсеместно в настоящее время для производства хлора и каустика на твердом катоде.

В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного раствора поваренной соли (очищенного рассола). В результате электрохимического процесса на аноде за счет разложения поваренной соли выделяется хлор, а на катоде за счет разложения воды - водород. Хлор и водород выводятся из электролизера, не смешиваясь, раздельно. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия. Раствор из прикатодной зоны, называемый электролитическим щелоком, содержащий неразложившуюся поваренную соль (приблизительно половину от поданного с рассолом количества) и гидроксид натрия, непрерывно выводится из электролизера. На следующей стадии электролитический щелок упаривают и доводят содержание в нем NaOH до 42- 50% в соответствии со стандартом. Поваренная соль и сульфат натрия при повышении концентрации гидроксида натрия выпадают в осадок.

Раствор NaOH декантируют от кристаллов и передают в качестве готового продукта на склад или на стадию плавки каустика для получения твердого продукта. Кристаллическую поваренную соль (обратную соль) возвращают на электролиз, приготавливая из нее так называемый обратный рассол. Из него во избежание накапливания сульфата в растворах перед приготовлением обратного рассола извлекают сульфат. Убыль поваренной соли возмещают добавкой свежего рассола, полученного подземным выщелачиванием соляных пластов или растворением твердой поваренной соли. Свежий рассол перед смешиванием его с обратным рассолом очищают от механических взвесей и значительной части ионов кальция и магния. Полученный хлор отделяется от паров воды, компримируется и передается либо непосредственно потребителям, либо на сжижение хлора. Водород отделяется от воды, компримируется и передается потребителям.

В мембранном электролизере протекают те же химические реакции, что и в диафрагменном электролизере. Вместо пористой диафрагмы используют катионную мембрану (Рис. 5).

Рис. 5.2. Схема мембранного электролизера

Мембрана препятствует проникновению ионов хлора в католит (электролит в катодном пространстве), за счет чего непосредственно в электролизере можно получить каустическую соду почти без соли, концентрацией от 30 до 35%. Поскольку исчезает необходимость отделять соль, выпаривание обеспечивает получение 50%-ной коммерческой каустической соды значительно проще и при меньших капиталовложениях и энергозатратах. Поскольку каустическая сода в мембранном процессе значительно большей концентрации, то в качестве катода используют дорогостоящий никель.

Рис. 5.3. Схема ртутного электролизера

Суммарная реакция разложения поваренной соли в ртутных электролизерах такая же, как и в диафрагменных:

NaCl+Н2O => NaOH + 1/2Сl2+ 1/2Н2

Однако здесь она проходит в две стадии и каждая в отдельном аппарате: электролизере и разлагателе. Они конструктивно объединены между собой и называются электролитической ванной, а иногда ртутным электролизером.

На первой стадии процесса - в электролизере - проходит электролитическое разложение поваренной соли (в электролизер подается ее насыщенный раствор) с получением на аноде хлора, а на ртутном катоде - амальгамы натрия, по следующей реакции:

NaCl + nHg => l/2Cl2 + NaHgn

В разлагателе проходит вторая стадия процесса, в который под действием воды амальгама натрия переходит в гидроксид натрия и ртуть:

NaHgn + Н2O => NaOH +1/2H2+nHg

Из всей соли, поданной в электролизер с рассолом, в реакцию (2) вступает лишь 15-20% от поданного количества, а остальная соль вместе с водой выходит из электролизера в виде хлоранолита - раствора поваренной соли в воде, содержащего 250-270 кг/м3 NaCl, насыщенного хлором. В разла- гатель подается «крепкая амальгама», выходящая из электролизера, и вода.

Электролизер во всех имеющихся конструкциях изготавливается в виде длинного и сравнительно узкого, слегка наклонного стального желоба, по дну которого самотеком течет тонкий слой амальгамы, являющийся катодом, а сверху анолит. Рассол и слабая амальгама подаются с верхнего приподнятого края электролизера через «входной карман».

Крепкая амальгама вытекает с нижнего конца электролизера через «выходной карман». Хлор и хлоранолит совместно выходят через патрубок, также расположенный у нижнего конца электролизера. Над всем зеркалом потока амальгамы или катодом на расстоянии 3-5 мм от катода подвешены аноды. Сверху электролизер перекрыт крышкой.

Распространены два типа разлагателей: горизонтальные и вертикальные. Первые изготавливают в виде стального наклонного желоба той же длины, что и электролизер. По дну разлагателя, устанавливаемого с небольшим наклоном, течет поток амальгамы. В этот поток погружена насадка разлагателя, изготавливаемая из графита. Противотоком движется вода. В результате разложения амальгамы вода насыщается каустиком. Раствор каустика вместе с водородом выходит из разлагателя через патрубок в днище, а бедная амальгама или ртуть насосом перекачивается в карман электролизера.

В комплект электролизной ванны кроме электролизера, разлагателя, карманов и переточных трубопроводов входит ртутный насос. Используются насосы двух типов. В тех случаях, когда ванны оборудованы вертикальным разлагателем или когда разлагатель установлен под электролизером, используются погружные центробежные насосы обычного типа, опущенные в разлагатель. У ванн, у которых разлагатель установлен рядом с электролизером, амальгаму перекачивают конусным роторным насосом оригинального типа.

Все стальные части электролизера, соприкасающиеся с хлором или хлоранолитом, защищают покрытием из вулканизированной резины особой марки (гуммирование). Защитный слой резины не является абсолютно стойким. Со временем он хлорируется, от действия температуры становится хрупким и растрескивается. Периодически защитный слой возобновляют. Все остальные части электролизной ванны: разлагатель, насос, перетоки - делают из незащищенной стали, так как ни водород, ни раствор каустика ее не корродируют.

В настоящее время в ртутном электролизере наиболее распространены графитовые аноды. Однако на замену им приходят ОРТА.

6.Техника безопасности в хлорном производстве
и охрана окружающей среды

Опасность для персонала в производстве хлора определяется высокой токсичностью хлора и ртути, возможностью образования в аппаратуре взрывоопасных газовых смесей хлора и водорода, водорода и воздуха, а также растворов треххлористого азота в жидком хлоре, применением в производстве электролизеров - аппаратов, находящихся под повышенным электрическим потенциалом относительно земли, свойствами едкой щелочи, вырабатываемой в этом производстве.

Вдыхание воздуха, содержащего 0,1 мг/л хлора в течение 30- 60 мин, опасно для жизни. Вдыхание воздуха, содержащего более 0,001 мг/л хлора, раздражает дыхательные пути. Предельно допустимая концентрация (ПДК) хлора в воздухе населенных пунктов: среднесуточная 0,03 мг/м3, максимальная разовая 0,1 мг/м3, в воздухе рабочей зоны производственных помещений составляет 1 мг/м3, порог восприятия запаха 2 мг/м3. При концентрации 3-6 мг/м3 ощущается отчетливый запах, происходит раздражение (покраснение) глаз и слизистых оболочек носа, при 15 мг/м3 - раздражение носоглотки, при 90 мг/м3 - интенсивные приступы кашля. Воздействие 120 - 180 мг/м3 в течение 30-60 минут опасно для жизни, при 300 мг/м3возможен летальный исход, концентрация 2500 мг/м3 приводит к гибели в течение 5 минут, при концентрации 3000 мг/м3 летальный исход наступает после нескольких вдохов. Максимально допустимая концентрация хлора для фильтрующих промышленных и гражданских противогазов составляет 2500 мг/м3.

Наличие хлора в воздухе определяют приборами химической разведки: ВПХР, ППХР, ПХР-МВ с использованием индикаторных трубок ИТ-44 (розовая окраска, порог чувствительности 5 мг/м3), ИТ-45 (оранжевая окраска), аспираторами АМ-5, АМ-0055, АМ-0059, НП-3М с индикаторными трубками на хлор, универсальным газоанализатором УГ-2 с диапазоном измерения 0-80 мг/м3, газосигнализатором «Колион-701» в диапазоне 0-20 мг/м3. На открытом пространстве - приборами СИП «КОРСАР-Х». В закрытом помещении - приборами СИП «ВЕГА-М». Для защиты от хлора при неисправностях или аварийных ситуациях всё находящиеся в цехах люди должны иметь при себе и своевременно применять противогазы марок «В» или «БКФ» (кроме цехов ртутного электролиза), а также защитную спецодежду: суконные или прорезиненные костюмы, резиновые сапоги и рукавицы. Коробки противогазов против хлора должны быть окрашены в желтый цвет.

Ртуть более ядовита, чем хлор. Предельно допустимая концентрация ее паров в воздухе составляет 0,00001 мг/л. Она поражает организм человека при вдыхании и при попадании на кожу, а также при соприкосновении с амальгамированными предметами. Пары и брызги ее адсорбируются (поглощаются) одеждой, кожей, зубами. В то же время ртуть легко испаряется при температуре; имеющейся в цехе электролиза, и концентрация ее паров в воздухе намного превышает предельно допустимую. Поэтому цехи электролиза с жидким катодом оборудуют мощной вентиляцией, которая при нормальной работе обеспечивает в атмосфере цеха допустимый уровень концентрации паров ртути. Однако этого недостаточно для безопасной работы. Еще необходимо соблюдать так называемую ртутную дисциплину: выполнять правила обращения с ртутью. Следуя им, персонал до начала работы проходит через санпропускник, в чистом отделении которого оставляет домашнюю одежду и одевает свежевыстиранное белье, являющееся спецодеждой. В конце смены верхняя спецодежда и грязное белье оставляются в грязном отделении санпропускника, а работающие принимают душ, чистят зубы и в чистом отделении санпропускника одевают домашние вещи.

В цехах, в которых работают с хлором и ртутью, следует пользоваться противогазом марки «Г» (коробка противогаза окрашена в черный и желтый цвета) и резиновыми перчатками., Правила «ртутной дисциплины» предусматривают, что работа с ртутью и амальгамированными поверхностями должна производиться только под слоем воды; пролитая ртуть должна тотчас же смываться в канализацию, где имеются ртутные ловушки.

Для окружающей среды представляют опасность выбросы хлора и паров ртути в атмосферу, сбросы в сточные воды солей ртути и капельной ртути, соединений, содержащих активный хлор, и отравление почвы ртутными шламами. Хлор в атмосферу попадает при авариях, с вентиляционными выбросами и абгазами из различных аппаратов. Пары ртути выносятся с воздухом из вентиляционных систем. Норма содержания хлора в воздухе при выбросе в атмосферу 0,03 мг/м3. Эта концентрация может быть достигнута, если применять щелочную многоступенчатую промывку абгазов. Норма содержания ртути в воздухе при выбросах в атмосферу 0,0003 мг/м3, а в стоках при сливе в водоемы 4 мг/м3.

Нейтрализуют хлор следующими растворами:

известковым молоком, для чего 1 весовую часть гашеной извести заливают 3 частями воды, тщательно перемешивают, затем сверху сливают известковый раствор (например, 10 кг гашеной извести + 30 литров воды);

5%-ным водным раствором кальцинированной соды, для чего 2 весовых части кальцинированной соды растворяют при перемешивании с 18 частями воды (например, 5 кг кальцинированной соды + 95 литров воды);

5%-ным водным раствором едкого натра, для чего 2 весовых части едкого натра растворяют при перемешивании с 18 частями воды (например, 5 кг. едкого натра + 95 литров воды).

При утечке газообразного хлора для погашения паров распыляют воду. Норма расхода воды не нормируется.

При разливе жидкого хлора место разлива ограждают земляным валом, заливают известковым молоком, раствором кальцинированной соды, едкого натра, либо водой. Для обезвреживания 1 тонны жидкого хлора необходимо 0,6-0,9 тонны воды или 0,5-0,8 тонны растворов. Для нейтрализации 1 тонны жидкого хлора необходимо 22-25 тонн растворов или 333-500 тонн воды.

Для распыления воды или растворов применяют поливомоечные и пожарные машины, авторазливочные станции (АЦ, ПМ-130, АРС-14, АРС-15), а также имеющиеся на химически опасных объектах гидранты и спецсистемы.

Заключение

Поскольку объемы хлора, получаемого лабораторными методами ничтожно малы в сравнении с постоянно растущим спросом на данный продукт, проводить по ним сравнительный анализ не имеет смысла.

Из электрохимических методов производства самым легким и удобным является электролиз с жидким (ртутным) катодом, однако этот метод не лишен недостатков. Он наносит существенный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути и газообразного хлора.

Электролизеры с твёрдым катодом исключают опасность загрязнения окружающей среды ртутью. Выбирая между диафрагменными и мембранными электролизерами для новых производственных мощностей, предпочтительнее использовать последние, поскольку они более экономичны, и дают возможность получить конечный продукт более высокого качества.

Список используемой литературы

1.Зарецкий С. А., Сучков В. Н., Животинский П. Б. Электрохимическая технология неорганических веществ и химические источники тока: Учебник для учащихся техникумов. М..: Высш. Школа, 1980. 423 с.

2.Мазанко А. Ф., Камарьян Г. М., Ромашин О. П. Промышленный мембранный электролиз. М.: изд-во «Химия», 1989. 240 с.

.Позин М. Е. Технология минеральных солей (удобрений, пестицидов, промышленных солей, окислов и кислот), ч.1, изд. 4-е, испр. Л., Изд-во «Химия», 1974. 792 с.

.Фиошин М. Я., Павлов В. Н. Электролиз в неорганической химии. М.: изд-во «Наука», 1976. 106 с.

.Якименко Л. М. Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов. М.: изд-во «Химия», 1974. 600 с.

Итнернет-источники

6.Правила безопасности при производстве, хранении, транспортировке и применении хлора // URL: #"justify">7.Аварийно химически опасные вещества // URL: #"justify">.Хлор: применение // URL: #"justify">.