Хлор в природе. Физические и химические свойства хлора. Хлор способы получения хлора
В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.
Хлор (от греческого χλωρός - зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl (от латинского Chlorum ).
Нахождение в природе
Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.
Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном , в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.
Суточная потребность в хлоре
В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.
Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль - особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат , морепродукты, мясо, и , и , .
Взаимодействие с другими
Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется , и хлором.
Признаки нехватки хлора
Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма - сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.
Признаки избытка хлора
Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта. Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.
Хлор в организме человека:
- регулирует водный и кислотно-щелочной баланс,
- выводит жидкость и соли из организма в процессе осморегуляции,
- стимулирует нормальное пищеварение,
- нормализует состояние эритроцитов,
- очищает печень от жира.
Основное применение хлора - химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором - практически единственный доступный способ очистки воды.
В природе хлор встречается в газообразном состоянии и только в виде соединений с другими газами. В условиях, приближенных к нормальным, это ядовитый едкий газ зеленоватого цвета. Имеет больший вес, чем воздух. Обладает сладким запахом. Молекула хлора содержит два атома. В спокойном состоянии не горит, но при высоких температурах входит во взаимодействие с водородом, после чего возможен взрыв. В результате выделяется газ фосген. Очень ядовит. Так, даже при малой концентрации в воздухе (0,001 мг на 1 дм 3) может вызвать летальный исход. хлора гласит, что он тяжелее воздуха, следовательно, всегда будет находиться у самого пола в виде желтовато-зеленой дымки.
Исторические факты
Впервые на практике это вещество было получено К. Шелее в 1774 г. путем соединения соляной кислоты и пиролюзита. Однако лишь в 1810 г. П. Дэви смог дать характеристику хлору и установить, что это отдельный химический элемент.
Стоит отметить, что в 1772 г. смог получить хлороводород - соединение хлора с водородом, однако разделить эти два элемента химик не смог.
Химическая характеристика хлора
Хлор - химический элемент основной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Находится в третьем периоде и имеет атомный номер 17 (17 протонов в атомном ядре). Химически активный неметалл. Обозначается буквами Cl.
Является типичным представителем газы, не имеющие цвета, но обладающие резким едким запахом. Как правило, токсичны. Все галогены хорошо разбавляются в воде. При контакте с влажным воздухом начинают дымиться.
Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5. Следовательно, в соединениях химический элемент проявляет уровни окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,96Å, ионный радиус Cl- 1.83 Å, сродство атома к электрону 3,65 эв, уровень ионизации 12,87 эв.
Как указано выше, хлор представляет собой довольно активный неметалл, что позволяет создавать соединения практически с любыми металлами (в отдельных случаях при помощи нагревания или с помощью влаги, вытесняя при этом бром) и неметаллами. В порошкообразной форме реагирует с металлами только под действием высоких температур.
Максимальная температура горения - 2250 °С. С кислородом способен образовывать оксиды, гипохлориты, хлориты и хлораты. Все соединения, содержащие кислород, становятся взрывоопасными в условиях взаимодействия с окисляющимися веществами. Стоит отметить, что могут произвольно взрываться, в то время как хлораты взрываются лишь при воздействии на них какими-либо инициаторами.
Характеристика хлора по положению в периодической системе:
Простое вещество;
. элемент семнадцатой группы периодической таблицы;
. третий период третьего ряда;
. седьмая группа главной подгруппы;
. атомный номер 17;
. обозначается символом Cl;
. химически активный неметалл;
. находится в группе галогенов;
. в условиях, приближенных к нормальным, это ядовитый газ желтовато-зелёного цвета с едким запахом;
. молекула хлора имеет 2 атома (формула Cl 2).
Физические свойства хлора:
Температура кипения: -34,04 °С;
. температура плавления: -101,5 °С;
. плотность в газообразном состоянии - 3 ,214 г/л;
. плотность жидкого хлора (в период кипения) - 1,537 г/см 3 ;
. плотность твердого хлора - 1,9 г/см 3 ;
. удельный объем - 1,745 х 10 -3 л/г.
Хлор: характеристика температурных изменений
В газообразном состоянии имеет свойство легко сжижаться. При давлении в 8 атмосфер и температуре 20 °С выглядит как зеленовато-желтая жидкость. Обладает очень высокими коррозионными свойствами. Как показывает практика, этот химический элемент может сохранять жидкое состояние вплоть до критической температуры (143 °С), при условии увеличения давления.
Если его охладить до температуры -32 °С, он изменит свое на жидкое вне зависимости от атмосферного давления. При дальнейшем понижении температуры происходит кристаллизация (при показателе -101 °С).
Хлор в природе
В земной коре хлора содержится всего 0,017 %. Основная масса находится в вулканических газах. Как указано выше, вещество имеет большую химическую активность, вследствие чего в природе встречается в соединениях с другими элементами. При этом множество минералов содержат хлор. Характеристика элемента позволяет образовывать порядка ста различных минералов. Как правило, это хлориды металлов.
Также большое его количество находится в Мировом океане - почти 2 %. Это обусловлено тем, что хлориды очень активно растворяются и разносятся с помощью рек и морей. Возможен и обратный процесс. Хлор вымывается обратно на берег, а далее ветер разносит его по окрестностям. Именно поэтому наибольшая его концентрация наблюдается в прибрежных зонах. В засушливых районах планеты рассматриваемый нами газ образуется при помощи испарения воды, вследствие чего появляются солончаки. Ежегодно в мире добывают порядка 100 млн тонн данного вещества. Что, впрочем, неудивительно, ведь существует много месторождений, содержащих хлор. Характеристика его, однако, во многом зависит именно от его географического положения.
Методы получения хлора
Сегодня существует ряд методов получения хлора, из которых наиболее распространены следующие:
1. Диафрагменный. Является самым простым и менее затратным. Соляной раствор в диафрагменном электролизе поступает в пространство анода. Далее по стальной катодной сетке перетекает в диафрагму. В ней находится небольшое количество полимерных волокон. Важной особенностью этого устройства является противоток. Он направлен из анодного пространства в катодное, что позволяет отдельно получить хлор и щелоки.
2. Мембранный. Наиболее энергоэффективен, но сложноосуществим в организации. Схож с диафрагменным. Различие состоит в том, что анодное и катодное пространства полностью разделены мембраной. Следовательно, на выходе получаются два отдельных потока.
Стоит отметить, что характеристика хим. элемента (хлора), полученного данными методами, будет иной. Более "чистым" принято считать мембранный метод.
3. Ртутный метод с жидким катодом. По сравнению с остальными технологиями, этот вариант позволяет получать наиболее чистый хлор.
Принципиальная схема установки состоит из электролизера и соединенных между собой насоса и разлагателя амальгамы. В качестве катода служит перекачиваемая насосом ртуть вместе с раствором поваренной соли, а в качестве анода - угольные или графитовые электроды. Принцип действия установки следующий: из электролита выделяется хлор, который отводится из электролизера вместе с анолитом. Из последнего удаляют примеси и остатки хлора, донасыщают галитом и снова возвращают на электролиз.
Требования промышленной безопасности и нерентабельность производства привели к замене жидкого катода твердым.
Применение хлора в промышленных целях
Свойства хлора позволяют активно применять его в промышленности. С помощью этого химического элемента получают различные (винилхлорид, хлоро-каучук и др.), лекарственные препараты, дезинфицирующие средства. Но самая большая ниша, занятая в промышленности, это производство соляной кислоты и извести.
Широко применяются методы очищения питьевой воды. На сегодняшний день пытаются отойти от этого метода, заменив его озонированием, поскольку рассматриваемое нами вещество негативно влияет на организм человека, к тому же хлорированная вода разрушает трубопроводы. Вызвано это тем, что в свободном состоянии Cl пагубно влияет на трубы, изготовленные из полиолефинов. Тем не менее большинство стран отдает предпочтение именно методу хлорирования.
Также хлор применяется в металлургии. С его помощью получают ряд редких металлов (ниобий, тантал, титан). В химической промышленности активно используют различные хлорорганические соединения для борьбы против сорняков и для других сельскохозяйственных целей, используется элемент и в качестве отбеливателя.
Благодаря своей химической структуре хлор разрушает большинство органических и неорганических красителей. Достигается это путем полного их обесцвечивания. Такой результат возможен лишь при условии присутствия воды, ведь процесс обесцвечивания происходит благодаря который образуется после распада хлора: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Данный способ нашел применение пару веков назад и пользуется популярностью и по сей день.
Очень популярно применение этого вещества для получения хлорорганических инсектицидов. Эти сельскохозяйственные препараты убивают вредоносные организмы, оставляя нетронутыми растения. Значительная часть всего добываемого на планете хлора уходит на сельскохозяйственные нужды.
Также используется он при производстве пластикатов и каучука. С их помощью изготавливают изоляцию проводов, канцелярские товары, аппаратуру, оболочки бытовой техники и т. д. Бытует мнение, что каучуки, полученные таким образом, вредят человеку, но это не подтверждено наукой.
Стоит отметить, что хлор (характеристика вещества была подробно раскрыта нами ранее) и его производные, такие как иприт и фосген, применяются и в военных целях для получения боевых отравляющих средств.
Хлор как яркий представитель неметаллов
Неметаллы - простые вещества, которые включают в себя газы и жидкости. В большинстве случаев они хуже проводят электрический ток, чем металлы, и имеют существенные различия в физико-механических характеристиках. При помощи высокого уровня ионизации способны образовывать ковалентные химические соединения. Ниже будет дана характеристика неметалла на примере хлора.
Как уже было сказано выше, этот химический элемент представляет собой газ. В нормальных условиях у него полностью отсутствуют свойства, сходные с таковыми у металлов. Без сторонней помощи не может взаимодействовать с кислородом, азотом, углеродом и др. Свои окислительные свойства проявляет в связях с простыми веществами и некоторыми сложными. Относится к галогенам, что ярко отражается на его химических особенностях. В соединениях с остальными представителями галогенов (бром, астат, йод), вытесняет их. В газообразном состоянии хлор (характеристика его - прямое тому подтверждение) хорошо растворяется. Является отличным дезинфектором. Убивает только живые организмы, что делает его незаменимым в сельском хозяйстве и медицине.
Применение в качестве отравляющего вещества
Характеристика атома хлора позволяет применять его как отравляющее средство. Впервые газ был применен Германией 22.04.1915 г., в ходе Первой мировой войны, вследствие чего погибло порядка 15 тыс. человек. На данный момент как не применяется.
Дадим краткую характеристику химического элемента как удушающего средства. Влияет на организм человека посредством удушения. Сначала оказывает раздражение верхних дыхательных путей и слизистой оболочки глаз. Начинается сильный кашель с приступами удушья. Далее, проникая в легкие, газ разъедает легочную ткань, что приводит к отеку. Важно! Хлор является быстродействующим веществом.
В зависимости от концентрации в воздухе, симптоматика бывает разной. При малом содержании у человека наблюдается покраснение слизистой оболочки глаз, легкая одышка. Содержание в атмосфере 1,5-2 г/м 3 вызывает тяжесть и острые ощущения в груди, резкую боль в верхних дыхательных путях. Также состояние может сопровождаться сильным слезотечением. После 10-15 минут нахождения в помещении с такой концентрацией хлора наступает сильный ожог легких и смерть. При более плотных концентрациях смерть возможна в течение минуты от паралича верхних дыхательных путей.
Хлор в жизни организмов и растений
Хлор входит в состав практически всех живых организмов. Особенность состоит в том, что присутствует он не в чистом виде, а в виде соединений.
В организмах животных и человека ионы хлора поддерживают осмотическое равенство. Вызвано это тем, что они имеют наиболее подходящий радиус для проникновения в мембранные клетки. Наряду с ионами калия Cl регулирует водно-солевой баланс. В кишечнике ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы предусмотрены во многих клетках нашего организма. Посредством их происходит межклеточный обмен жидкостями и поддерживается pH клетки. Порядка 85 % от общего объема этого элемента в организме пребывает в межклеточном пространстве. Выводится из организма по мочеиспускательным каналам. Вырабатывается женским организмом в процессе кормления грудью.
На данном этапе развития тяжело однозначно сказать, какие именно заболевания провоцирует хлор и его соединения. Связано это с недостатком исследований в этой области.
Также ионы хлора присутствуют в клетках растений. Он активно принимает участие в энергетическом обмене. Без этого элемента невозможен процесс фотосинтеза. С его помощью корни активно впитывают необходимые вещества. Но большая концентрация хлора в растениях способна оказывать пагубное влияние (замедление процесса фотосинтеза, остановка развития и роста).
Однако существуют такие представители флоры, которые смогли "подружиться" или хотя бы ужиться с данным элементом. Характеристика неметалла (хлора) содержит такой пункт, как способность вещества окислять почвы. В процессе эволюции упомянутые выше растения, называемые галофитами, заняли пустые солончаки, которые пустовали из-за переизбытка этого элемента. Они впитывают ионы хлора, а после избавляются от них при помощи листопада.
Транспортировка и хранение хлора
Существует несколько способов перемещать и хранить хлор. Характеристика элемента предполагает необходимость специальных баллонов с высоким давлением. Такие емкости имеют опознавательную маркировку - вертикальную зеленую линию. Ежемесячно баллоны необходимо тщательно промывать. При длительном хранении хлора в них образуется очень взрывоопасный осадок - трихлорид азота. При несоблюдении всех правил безопасности возможно самопроизвольное воспламенение и взрыв.
Изучение хлора
Будущим химикам должна быть известна характеристика хлора. По плану 9-классники могут даже ставить лабораторные опыты с этим веществом на основе базовых знаний по дисциплине. Естественно, преподаватель обязан провести инструктаж по технике безопасности.
Порядок работ следующий: необходимо взять колбу с хлором и насыпать в неё мелкую металлическую стружку. В полете стружка вспыхнет яркими светлыми искрами и одновременно образуется легкий белый дым SbCl 3 . При погружении в сосуд с хлором оловянной фольги она также самовоспламенится, а на дно колбы медленно опустятся огненные снежинки. Во время этой реакции образуется дымная жидкость - SnCl 4 . При помещении железной стружки в сосуде образуются красные «капли» и появится рыжий дым FeCl 3 .
Наряду с практическими работами повторяется теория. В частности, такой вопрос, как характеристика хлора по положению в периодической системе (описана в начале статьи).
В результате опытов выясняется, что элемент активно реагирует на органические соединения. Если поместить в банку с хлором вату, смоченную предварительно в скипидаре, то она мгновенно воспламенится, и из колбы резко повалит сажа. Эффектно тлеет желтоватым пламенем натрий, а на стенках химпосуды появляются кристаллы соли. Ученикам будет небезынтересно узнать, что, будучи ещё молодым химиком, Н. Н. Семенов (впоследствии лауреат Нобелевской премии), проведя такой опыт, собрал со стенок колбы соль и, посыпав ею хлеб, съел его. Химия оказалась права и не подвела ученого. В результате проведенного химиком опыта действительно получилась обычная поваренная соль!
Хлор (лат. chlorum), cl, химический элемент vii группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м 2 или 1 кгс/см 2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный Х. состоит из двух стабильных изотопов: 35 cl (75,77%) и 37 cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (t 1 /2) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек ; 3 , 1 ? 10 5 лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. 36 cl и 38 cl используются как изотопные индикаторы.
Историческая справка. Х. получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом mno 2 . Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chlor o s - жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название Х.
Распространение в природе. Х. встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание Х. в земной коре (кларк) 1,7 ? 10 -2 % по массе, в кислых изверженных породах - гранитах и др. 2,4 ? 10 -2 , в основных и ультраосновных 5 ? 10 -3 . Основную роль в истории Х. в земной коре играет водная миграция. В виде иона cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных ) 97, главный из них галит naci. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин kcl, сильвинит (na, k) ci, карналлит kci ? mgcl 2 ? 6h 2 o, каинит kci ? mgso 4 ? 3h 2 o, бишофит mgci 2 ? 6h 2 o. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах hcl в верхние части земной коры.
Физические и химические свойства. Х. имеет t kип -34,05°С, t nл - 101°С. Плотность газообразного Х. при нормальных условиях 3,214 г/л ; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л ; жидкого Х. при температуре кипения 1,557 г/см 3 ; твёрдого Х. при - 102°c 1,9 г/см 3 . Давление насыщенных паров Х. при 0°С 0,369; при 25°c 0,772; при 100°c 3,814 Мн/м 2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г ); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г ); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/ (кг ? К ) . Критические константы Х.: температура 144°c, давление 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2) , плотность 573 г/л , удельный объём 1,745 ? 10 -3 л/г . Растворимость (в г/л ) Х. при парциальном давлении 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 , в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°c), 2,8 (70°c); в растворе 300 г/л naci 1,42 (30°c), 0,64 (70°c). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты Х. переменного состава cl ? n h 2 o (где n = 6 ? 8); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на Х. и воду. Х. хорошо растворяется в ticl 4 , sic1 4 , sncl 4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане c 6 h 14 и четырёххлористом углероде ccl 4). Молекула Х. двухатомна (cl 2). Степень термической диссоциации cl 2 + 243 кдж u 2cl при 1000 К равна 2,07 ? 10 -40 %, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома cl 3 s 2 3 p 5 . В соответствии с этим Х. в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 å, ионный радиус cl - 1,82 å, сродство атома Х. к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв .
Химически Х. 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. Х. вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Х. с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Х. с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Х. только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Х. в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого Х. Фосфор воспламеняется в атмосфере Х., образуя pcl 3 , а при дальнейшем хлорировании - pcl 5 ; сера с Х. при нагревании даёт s 2 cl 2 , scl 2 и др. s n cl m . Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Х. Смесь Х. с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),
Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°c. Смеси Х. с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% h 2 , взрывоопасны.
С кислородом Х. образует окислы: cl 2 o, clo 2 , cl 2 o 6 , cl 2 o 7 , cl 2 o 8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты ) , хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы Х. малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.
Х. в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: cl 2 + h 2 o u hclo + hcl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2naoh + cl 2 = nacio + naci + h 2 o, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.
При взаимодействии аммиака с Х. образуется трёххлористый азот. При хлорировании органических соединений Х. либо замещает водород: r-h + ci 2 = rcl + hci, либо присоединяется по кратным связям образуя различные хлорсодержащие органические соединения.
Х. образует с др. галогенами межгалогенные соединения. Фториды clf, clf 3 , clf 5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере clp 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Х.: clo 3 f, clo 2 f 3 , clof, clof 3 и перхлорат фтора fclo 4 .
Получение. Х. начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения Х. окислением hcl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 вв. Х. получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90-95% Х. в мире. Небольшие количества Х. получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство Х. составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов naci: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный Х. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор naoh и nacl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор naoh, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т Х. 1,125 т naoh.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства Х., даёт более дешёвый naoh. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый naoh, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки Х., с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый naoh без использования ртути.
Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества Х. перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят Х. в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление Х.: на производство хлорсодержащих органических соединений - 60-75%; неорганических соединений, содержащих Х., - 10-20%; на отбелку целлюлозы и тканей - 5-15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2-6% от общей выработки.
Х. применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.
Л. М. Якименко.
Х. в организме. Х. - один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание Х. в растениях (много Х. в галофитах ) - от тысячных долей процента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в Х. (2-4 г ) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей Х. поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты Х. хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных Х. - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с др. процессами путём изменения в распределении Х. между кровью и др. тканями. Х. участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Х. положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Х. необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений Х. не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации Х.
М. Я. Школьник.
Отравления Х . возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Х. раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций Х. отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т.п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3-7 сут. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций Х. наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация Х. в воздухе производственных помещений 1 мг/м 3 . Производство Х., хлорной извести и др. хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних.
А. А. Каспаров.
Лит.: Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; comprehensive inorganic chemistry, ed. j. c. bailar , v. 1-5, oxf. - , 1973.
cкачать реферат
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческого clwroz
- "зелёный".
Нахождение в природе, получение:
Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl 2 ·6H 2 O, 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.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:
2NaCl + 2H 2 О => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Физические свойства:
При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.
Химические свойства:
Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы, металлами и неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов). Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы (бром, иод) из их соединений с водородом и металлами:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
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 HClO + HCl;
Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 =CH 2 + Cl 2 => Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Хлор имеет семь степеней окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.
Важнейшие соединения:
Хлороводород HCl
- бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой
. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды
- твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды
- соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:
PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl;
Оксид хлора(I) Cl 2 O.
, газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO
. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты
, малоустойчивы (NaClO*H 2 O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь
, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO 2
, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты
, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO 2 .
Оксид хлора(IV) ClO 2
, - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота
, HClO 3 - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO 2 и HClO 4 . Соли - хлораты
; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль
) - KClO 3 , использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO 4
, в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO 4 мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли - перхлораты
, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).
Применение:
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
- Для отбеливания ткани и бумаги;
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
- Для обеззараживания воды - "хлорирования";
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925;
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
Биологическая роль и токсичность:
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.
Хлор в виде простого вещества ядовит, 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.
Короткова Ю., Швецова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.
Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl и др.,
Сайт РХТУ им. Д.И.Менделеева:
Рассмотрены физические свойства хлора: плотность хлора, его теплопроводность, удельная теплоемкость и динамическая вязкость при различных температурах. Физические свойства Cl 2 представлены в виде таблиц для жидкого, твердого и газообразного состояния этого галогена.
Основные физические свойства хлора
Хлор входит в VII группу третьего периода периодической системы элементов под номером 17. Он относится к подгруппе галогенов, имеет относительные атомную и молекулярные массы 35,453 и 70,906, соответственно. При температурах выше -30°С хлор представляет собой зеленовато-желтый газ с характерным резким раздражающим запахом. Он легко сжижается под обычным давлением (1,013·10 5 Па), будучи охлажден до -34°С, и образует прозрачную жидкость янтарного цвета, затвердевающую при температуре -101°С.
Из-за своей высокой химической активности свободный хлор не встречается в природе, а существует только в форме соединений. Он содержится главным образом в минерале галите (), также входит в состав таких минералов, как: сильвин (KCl), карналлит (KCl·MgCl 2 ·6H 2 O) и сильвинит (KCl·NaCl). Содержание хлора в земной коре приближается к 0,02% от общего числа атомов земной коры, где он находится в виде двух изотопов 35 Cl и 37 Cl в процентном соотношении 75,77% 35 Cl и 24,23% 37 Cl.
| Свойство | Значение |
|---|---|
| Температура плавления, °С | -100,5 |
| Температура кипения, °С | -30,04 |
| Критическая температура, °С | 144 |
| Критическое давление, Па | 77,1·10 5 |
| Критическая плотность, кг/м 3 | 573 |
| Плотность газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па), кг/м 3 | 3,214 |
| Плотность насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па), кг/м 3 | 12,08 |
| Плотность жидкого хлора (при 0°С и 3,664·10 5 Па), кг/м 3 | 1468 |
| Плотность жидкого хлора (при 15,6°С и 6,08·10 5 Па), кг/м 3 | 1422 |
| Плотность твердого хлора (при -102°С), кг/м 3 | 1900 |
| Относительная плотность по воздуху газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па) | 2,482 |
| Относительная плотность по воздуху насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па) | 9,337 |
| Относительная плотность жидкого хлора при 0°С (по воде при 4°С) | 1,468 |
| Удельный объем газа (при 0°С и 1,013·10 5 Па), м 3 /кг | 0,3116 |
| Удельный объем насыщенного пара (при 0°С и 3,664·10 5 Па), м 3 /кг | 0,0828 |
| Удельный объем жидкого хлора (при 0°С и 3,664·10 5 Па), м 3 /кг | 0,00068 |
| Давление паров хлора при 0°С, Па | 3,664·10 5 |
| Динамическая вязкость газа при 20°С, 10 -3 Па·с | 0,013 |
| Динамическая вязкость жидкого хлора при 20°С, 10 -3 Па·с | 0,345 |
| Теплота плавления твердого хлора (при температуре плавления), кДж/кг | 90,3 |
| Теплота парообразования (при температуре кипения), кДж/кг | 288 |
| Теплота сублимации (при температуре плавления), кДж/моль | 29,16 |
| Молярная теплоемкость C p газа (при -73…5727°С), Дж/(моль·К) | 31,7…40,6 |
| Молярная теплоемкость C p жидкого хлора (при -101…-34°С), Дж/(моль·К) | 67,1…65,7 |
| Коэффициент теплопроводности газа при 0°С, Вт/(м·К) | 0,008 |
| Коэффициент теплопроводности жидкого хлора при 30°С, Вт/(м·К) | 0,62 |
| Энтальпия газа, кДж/кг | 1,377 |
| Энтальпия насыщенного пара, кДж/кг | 1,306 |
| Энтальпия жидкого хлора, кДж/кг | 0,879 |
| Показатель преломления при 14°С | 1,367 |
| Удельная электропроводность при -70°С, См/м | 10 -18 |
| Сродство к электрону, кДж/моль | 357 |
| Энергия ионизации, кДж/моль | 1260 |
Плотность хлора
При нормальных условиях хлор представляет собой тяжелый газ, плотность которого приблизительно в 2,5 раза выше . Плотность газообразного и жидкого хлора при нормальных условиях (при 0°С) равна, соответственно 3,214 и 1468 кг/м 3 . При нагревании жидкого или газообразного хлора его плотность снижается из-за увеличения объема вследствие теплового расширения.
Плотность газообразного хлора
В таблице представлены значения плотности хлора в газообразном состоянии при различных температурах (в интервале от -30 до 140°С) и нормальном атмосферном давлении (1,013·10 5 Па). Плотность хлора меняется с изменением температуры — при нагревании она уменьшается. Например, при 20°С плотность хлора равна 2,985 кг/м 3 , а при повышении температуры этого газа до 100°С, величина плотности снижается до значения 2,328 кг/м 3 .
| t, °С | ρ, кг/м 3 | t, °С | ρ, кг/м 3 |
|---|---|---|---|
| -30 | 3,722 | 60 | 2,616 |
| -20 | 3,502 | 70 | 2,538 |
| -10 | 3,347 | 80 | 2,464 |
| 0 | 3,214 | 90 | 2,394 |
| 10 | 3,095 | 100 | 2,328 |
| 20 | 2,985 | 110 | 2,266 |
| 30 | 2,884 | 120 | 2,207 |
| 40 | 2,789 | 130 | 2,15 |
| 50 | 2,7 | 140 | 2,097 |
При росте давления плотность хлора увеличивается . Ниже в таблицах приведена плотность газообразного хлора в интервале температуры от -40 до 140°С и давлении от 26,6·10 5 до 213·10 5 Па. С повышением давления плотность хлора в газообразном состоянии увеличивается пропорционально. Например, увеличение давления хлора с 53,2·10 5 до 106,4·10 5 Па при температуре 10°С приводит к двукратному увеличению плотности этого газа.
| ↓ t, °С | P, кПа → | 26,6 | 53,2 | 79,8 | 101,3 |
|---|---|---|---|---|
| -40 | 0,9819 | 1,996 | — | — |
| -30 | 0,9402 | 1,896 | 2,885 | 3,722 |
| -20 | 0,9024 | 1,815 | 2,743 | 3,502 |
| -10 | 0,8678 | 1,743 | 2,629 | 3,347 |
| 0 | 0,8358 | 1,678 | 2,528 | 3,214 |
| 10 | 0,8061 | 1,618 | 2,435 | 3,095 |
| 20 | 0,7783 | 1,563 | 2,35 | 2,985 |
| 30 | 0,7524 | 1,509 | 2,271 | 2,884 |
| 40 | 0,7282 | 1,46 | 2,197 | 2,789 |
| 50 | 0,7055 | 1,415 | 2,127 | 2,7 |
| 60 | 0,6842 | 1,371 | 2,062 | 2,616 |
| 70 | 0,6641 | 1,331 | 2 | 2,538 |
| 80 | 0,6451 | 1,292 | 1,942 | 2,464 |
| 90 | 0,6272 | 1,256 | 1,888 | 2,394 |
| 100 | 0,6103 | 1,222 | 1,836 | 2,328 |
| 110 | 0,5943 | 1,19 | 1,787 | 2,266 |
| 120 | 0,579 | 1,159 | 1,741 | 2,207 |
| 130 | 0,5646 | 1,13 | 1,697 | 2,15 |
| 140 | 0,5508 | 1,102 | 1,655 | 2,097 |
| ↓ t, °С | P, кПа → | 133 | 160 | 186 | 213 |
|---|---|---|---|---|
| -20 | 4,695 | 5,768 | — | — |
| -10 | 4,446 | 5,389 | 6,366 | 7,389 |
| 0 | 4,255 | 5,138 | 6,036 | 6,954 |
| 10 | 4,092 | 4,933 | 5,783 | 6,645 |
| 20 | 3,945 | 4,751 | 5,565 | 6,385 |
| 30 | 3,809 | 4,585 | 5,367 | 6,154 |
| 40 | 3,682 | 4,431 | 5,184 | 5,942 |
| 50 | 3,563 | 4,287 | 5,014 | 5,745 |
| 60 | 3,452 | 4,151 | 4,855 | 5,561 |
| 70 | 3,347 | 4,025 | 4,705 | 5,388 |
| 80 | 3,248 | 3,905 | 4,564 | 5,225 |
| 90 | 3,156 | 3,793 | 4,432 | 5,073 |
| 100 | 3,068 | 3,687 | 4,307 | 4,929 |
| 110 | 2,985 | 3,587 | 4,189 | 4,793 |
| 120 | 2,907 | 3,492 | 4,078 | 4,665 |
| 130 | 2,832 | 3,397 | 3,972 | 4,543 |
| 140 | 2,761 | 3,319 | 3,87 | 4,426 |
Плотность жидкого хлора
Жидкий хлор может существовать в относительно узком температурном диапазоне, границы которого лежат от минус 100,5 до плюс 144°С (то есть от температуры плавления до критической температуры). Выше температуры 144°С хлор не перейдет в жидкое состояние ни при каком давлении. Плотность жидкого хлора в этом температурном интервале изменяется от 1717 до 573 кг/м 3 .
| t, °С | ρ, кг/м 3 | t, °С | ρ, кг/м 3 |
|---|---|---|---|
| -100 | 1717 | 30 | 1377 |
| -90 | 1694 | 40 | 1344 |
| -80 | 1673 | 50 | 1310 |
| -70 | 1646 | 60 | 1275 |
| -60 | 1622 | 70 | 1240 |
| -50 | 1598 | 80 | 1199 |
| -40 | 1574 | 90 | 1156 |
| -30 | 1550 | 100 | 1109 |
| -20 | 1524 | 110 | 1059 |
| -10 | 1496 | 120 | 998 |
| 0 | 1468 | 130 | 920 |
| 10 | 1438 | 140 | 750 |
| 20 | 1408 | 144 | 573 |
Удельная теплоемкость хлора
Удельная теплоемкость газообразного хлора C p в размерности кДж/(кг·К) в интервале температуры от 0 до 1200°С и нормальном атмосферном давлении может быть рассчитана по формуле:
где T — абсолютная температура хлора в градусах Кельвина.
Следует отметить, что при нормальных условиях удельная теплоемкость хлора имеет значение 471 Дж/(кг·К) и при нагревании увеличивается. Рост теплоемкости при температурах выше 500°С становится незначительным, и при высоких температурах удельная теплоемкость хлора практически не изменяется.
В таблице приведены результаты расчета удельной теплоемкости хлора по указанной выше формуле (погрешность расчета составляет около 1%).
| t, °С | C p , Дж/(кг·К) | t, °С | C p , Дж/(кг·К) |
|---|---|---|---|
| 0 | 471 | 250 | 506 |
| 10 | 474 | 300 | 508 |
| 20 | 477 | 350 | 510 |
| 30 | 480 | 400 | 511 |
| 40 | 482 | 450 | 512 |
| 50 | 485 | 500 | 513 |
| 60 | 487 | 550 | 514 |
| 70 | 488 | 600 | 514 |
| 80 | 490 | 650 | 515 |
| 90 | 492 | 700 | 515 |
| 100 | 493 | 750 | 515 |
| 110 | 494 | 800 | 516 |
| 120 | 496 | 850 | 516 |
| 130 | 497 | 900 | 516 |
| 140 | 498 | 950 | 516 |
| 150 | 499 | 1000 | 517 |
| 200 | 503 | 1100 | 517 |
При температуре близкой к абсолютному нулю хлор находится в твердом состоянии и имеет низкую величину удельной теплоемкости (19 Дж/(кг·К)). По мере увеличения температуры твердого Cl 2 его теплоемкость растет и достигает при минус 143°С величины 720 Дж/(кг·К).
Жидкий хлор имеет удельную теплоемкость 918…949 Дж/(кг·К) в интервале от 0 до -90 градусов Цельсия. По данным таблицы видно, что удельная теплоемкость жидкого хлора выше чем газообразного и при увеличении температуры снижается.
Теплопроводность хлора
В таблице представлены значения коэффициентов теплопроводности газообразного хлора при нормальном атмосферном давлении в интервале температуры от -70 до 400°С.
Коэффициент теплопроводности хлора при нормальных условиях составляет 0,0079 Вт/(м·град), что в 3 раза меньше чем у при тех же температуре и давлении. Нагревание хлора приводит к повышению его теплопроводности. Так, при температуре 100°С, значение этого физического свойства хлора увеличивается до 0,0114 Вт/(м·град).
| t, °С | λ, Вт/(м·град) | t, °С | λ, Вт/(м·град) |
|---|---|---|---|
| -70 | 0,0054 | 50 | 0,0096 |
| -60 | 0,0058 | 60 | 0,01 |
| -50 | 0,0062 | 70 | 0,0104 |
| -40 | 0,0065 | 80 | 0,0107 |
| -30 | 0,0068 | 90 | 0,0111 |
| -20 | 0,0072 | 100 | 0,0114 |
| -10 | 0,0076 | 150 | 0,0133 |
| 0 | 0,0079 | 200 | 0,0149 |
| 10 | 0,0082 | 250 | 0,0165 |
| 20 | 0,0086 | 300 | 0,018 |
| 30 | 0,009 | 350 | 0,0195 |
| 40 | 0,0093 | 400 | 0,0207 |
Вязкость хлора
Коэффициент динамической вязкости газообразного хлора в интервале температуры 20…500°С можно приближенно вычислить по формуле:
где η T — коэффициент динамической вязкости хлора при заданной температуре T, К;
η T 0 — коэффициент динамической вязкости хлора при температуре T 0 =273 К (при н. у.);
С — константа Сюзерленда (для хлора С=351).
При нормальных условиях динамическая вязкость хлора равна 0,0123·10 -3 Па·с. При нагревании такое физическое свойство хлора, как вязкость, принимает более высокие значения.
Жидкий хлор имеет вязкость на порядок выше, чем газообразный. Например, при температуре 20°С динамическая вязкость жидкого хлора имеет величину 0,345·10 -3 Па·с и при росте температуры снижается.
Источники:
- Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. М.: Просвещение, 1976 — 112 с.
- Таблицы физических величин. Справочник. Под ред. акад. И. К. Кикоина. М.: Атомиздат, 1976 - 1008 с.
- Якименко Л. М., Пасманик М. И. Справочник по производству хлора, каустической соды и основных хлорпродуктов. Изд. 2-е, пер. и др. М.: Химия, 1976 — 440 с.
