Хлор - это химический элемент с символом Cl и атомным номером 17. Второй по легкости из галогенов , он находится между фтором и бромом в периодической таблице, и его свойства в основном являются промежуточными между ними. Хлор - желто-зеленый газ при комнатной температуре. Это чрезвычайно реактивный элемент и сильный окислитель : среди элементов он имеет самое высокое сродство к электрону и третий по величине электроотрицательность по шкале Полинга, уступая только кислороду и фтору.
Хлор играет важную роль в экспериментах , проведенных средневековыми алхимиками , которые обычно вовлеченных нагревание хлорида солей , таких как хлорид аммония ( нашатырь ) и хлорид натрия ( поваренная соль ), производя различные химические вещества , содержащих хлор , такие как хлористый водород , ртуть (II ) хлорид (коррозионный сублимат) и соляная кислота (в виде царской водки ). Однако природа свободного хлора как отдельного вещества была признана только около 1630 года Яном Баптистом ван Гельмонтом . Карл Вильгельм Шееле написал описание газообразного хлора в 1774 году, предполагая, что это оксид нового элемента. В 1809 году химики предположили, что газ может быть чистым элементом, и это было подтверждено сэром Хэмфри Дэви в 1810 году, который назвал его от древнегреческого : χλωρός , латинизированный : khlôros , букв. «бледно-зеленый» в зависимости от его цвета.
Из-за своей высокой реакционной способности весь хлор в земной коре находится в форме ионных хлоридных соединений, в том числе поваренной соли. Это второй по распространенности галоген (после фтора) и двадцать первый по распространенности химический элемент в земной коре. Тем не менее, эти отложения земной коры затмеваются огромными запасами хлоридов в морской воде.
Элементарный хлор коммерчески производится из рассола путем электролиза , преимущественно в хлорно-щелочном процессе. Высокий окислительный потенциал элементарного хлора привел к разработке коммерческих отбеливателей и дезинфицирующих средств , а также реагента для многих процессов в химической промышленности. Хлор используется в производстве широкого спектра потребительских товаров, около двух третей из которых составляют органические химические вещества, такие как поливинилхлорид (ПВХ), многие промежуточные продукты для производства пластмасс и другие конечные продукты, не содержащие этот элемент. В качестве обычного дезинфицирующего средства элементарный хлор и соединения, образующие хлор, используются более непосредственно в плавательных бассейнах, чтобы поддерживать их в санитарном состоянии . Элементарный хлор в высокой концентрации чрезвычайно опасен и ядовит для большинства живых организмов. В качестве боевого отравляющего вещества хлор впервые был использован во время Первой мировой войны в качестве отравляющего газа .
В форме хлорид- ионов хлор необходим всем известным видам жизни. Другие типы соединений хлора редко встречаются в живых организмах, а искусственно произведенные хлорированные органические вещества варьируются от инертных до токсичных. В верхних слоях атмосферы хлорсодержащие органические молекулы, такие как хлорфторуглероды , участвуют в истощении озонового слоя . Небольшие количества элементарного хлора образуются в результате окисления хлорида до гипохлорита в нейтрофилах как часть ответа иммунной системы против бактерий.
История
Наиболее распространенное соединение хлора, хлорид натрия, известно с древних времен; археологи нашли доказательства того, что каменная соль использовалась еще в 3000 году до нашей эры, а рассол - еще в 6000 году до нашей эры. [4] Его важность в еде была очень хорошо известна в классической античности и иногда использовалась в качестве оплаты услуг для римских генералов и военных трибунов.
Ранние открытия
Около 900 г. авторы арабских писаний, приписываемые Джабиру ибн Хайяну (латинское: Гебер) и персидскому врачу и алхимику Абу Бакру ар-Рази (854–925, латинское: Разес), экспериментировали с солевым аммиаком ( хлоридом аммония ), при его перегонке вместе с купоросом (гидратированными сульфатами различных металлов) образовался хлористый водород . [5] Однако, похоже, что в этих ранних экспериментах с хлоридными солями газообразные продукты были выброшены, а хлористый водород, возможно, производился много раз, прежде чем было обнаружено, что его можно использовать в химии. [6] Одним из первых таких применений был синтез хлорида ртути (II) (коррозионный сублимат), получение которого при нагревании ртути либо с квасцами и хлоридом аммония, либо с купоросом и хлоридом натрия было впервые описано в De aluminibus et al. salibus ( «о квасцов и соли», eleventh- или двенадцатого века арабский текст ошибочно приписывается Абу Бакр аль-Рази и переведены на латинский язык во второй половине двенадцатого века на Жерара Кремона , 1144-1187). [7] Другим важным достижением было открытие псевдо-Гебером (в Deventione veritatis , «Об открытии истины», примерно после 1300 г.), что путем добавления хлорида аммония к азотной кислоте , сильному растворителю, способному растворять золото ( т.е. царская водка ) могут быть произведены. [8] Хотя царская водка является нестабильной смесью, которая постоянно выделяет пары, содержащие свободный газообразный хлор, этот газообразный хлор, похоже, игнорировался до c. 1630 г., когда его природа как отдельного газообразного вещества была признана фламандским химиком и врачом Яном Баптистом ван Гельмонтом . [9] [примечание 1]
Изоляция
Элемент был впервые подробно изучен в 1774 году шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле , и ему приписывают открытие. [10] [11] Шееле произвел хлор в результате реакции MnO 2 (в виде минерального пиролюзита ) с HCl: [9]
- 4 HCl + MnO 2 → MnCl 2 + 2 H 2 O + Cl 2
Шееле наблюдал несколько свойств хлора: отбеливающее действие на лакмус , смертельное действие на насекомых, желто-зеленый цвет и запах, похожий на царскую водку . [12] Он назвал его « воздух с дефлогистированной соляной кислотой », так как это газ (тогда называемый «воздухом»), происходящий из соляной кислоты (тогда известной как «соляная кислота»). [11] Ему не удалось установить хлор как элемент. [11]
Согласно общей химической теории того времени, кислота - это соединение, содержащее кислород (его остатки сохранились в немецких и голландских названиях кислорода : sauerstoff или zuurstof , что переводится на английский как кислотное вещество ), поэтому ряд химиков, в том числе Клод Бертолле предположил, что дефлогистированный воздух соляной кислоты Шееле должен быть комбинацией кислорода и еще не открытого элемента, muriaticum . [13] [14]
В 1809 году Жозеф Луи Гей-Люссак и Луи-Жак Тенар попытались разложить воздух с дефлогистированной соляной кислотой, вступив в реакцию с древесным углем, чтобы высвободить свободный элемент muriaticum (и углекислый газ). [11] Им это не удалось, и они опубликовали отчет, в котором они рассматривали возможность того, что воздух с дефлогистированной соляной кислотой является элементом, но не были убеждены. [15]
В 1810 году сэр Хэмфри Дэви снова попытался провести тот же эксперимент и пришел к выводу, что это вещество было элементом, а не соединением. [11] Он объявил о своих результатах Королевскому обществу 15 ноября того же года. [9] В то время он назвал этот новый элемент «хлор» от греческого слова χλωρος ( chlōros , «зелено-желтый») в связи с его цветом. [16] Название « галоген », что означает «производитель соли», было первоначально использовано для хлора в 1811 году Иоганном Саломо Кристофом Швайггером . [17] Этот термин позже был использован как общий термин для описания всех элементов семейства хлора (фтор, бром, йод), после предложения Йона Якоба Берцелиуса в 1826 году. [18] [19] В 1823 году Майкл Фарадей впервые сжиженный хлор [20] [21] [22] и продемонстрировал, что то, что тогда было известно как «твердый хлор», имеет структуру гидрата хлора (Cl 2 · H 2 O). [9]
Позже использует
Газообразный хлор впервые был использован французским химиком Клодом Бертолле для отбеливания тканей в 1785 году. [23] [24] Современные отбеливатели появились в результате дальнейшей работы Бертолле, который впервые произвел гипохлорит натрия в 1789 году в своей лаборатории в городе Жавель (ныне часть компании). Париж , Франция), пропуская газообразный хлор через раствор карбоната натрия. Полученная жидкость, известная как Eau de Javel (« Жавельская вода »), представляла собой слабый раствор гипохлорита натрия . Этот процесс был не очень эффективным, и требовались альтернативные методы производства. Шотландский химик и промышленник Чарльз Теннант сначала произвел раствор гипохлорита кальция («хлорированная известь»), а затем твердый гипохлорит кальция (отбеливающий порошок). [23] Эти соединения производили низкие уровни элементарного хлора и могли транспортироваться более эффективно, чем гипохлорит натрия, который оставался в виде разбавленных растворов, потому что после очистки для удаления воды он стал опасно мощным и нестабильным окислителем. Ближе к концу девятнадцатого века Э. С. Смит запатентовал метод производства гипохлорита натрия, включающий электролиз рассола для получения гидроксида натрия и газообразного хлора, которые затем смешались с образованием гипохлорита натрия. [25] Это известно как хлорно-щелочной процесс , впервые внедренный в промышленном масштабе в 1892 году, и теперь он является источником большинства элементарного хлора и гидроксида натрия. [26] В 1884 году Chemischen Fabrik Griesheim из Германии разработал еще один процесс с хлористой щелочью, коммерческое производство которого началось в 1888 году. [27]
Растворы элементарного хлора, растворенные в химически щелочной воде ( гипохлорит натрия и кальция ), были впервые использованы в качестве средств против гниения и дезинфекции в 1820-х годах во Франции, задолго до создания микробной теории болезней . Эта практика была впервые применена Антуаном-Жерменом Лабарраком , который адаптировал отбеливатель «Вода Джавель» Бертолетле и другие препараты хлора (более полную историю см. Ниже). [28] Элементарный хлор с тех пор непрерывно выполняет функцию местной антисептики (растворы для промывания ран и т.п.) и общественной санитарии, особенно при купании и питьевой воде. [12]
Газообразный хлор впервые был использован в качестве оружия 22 апреля 1915 года в Ипре по немецкой армии . [29] [30] Эффект на союзников был разрушительным, потому что существующие противогазы было трудно развернуть, и они не были широко распространены. [31] [32]
Характеристики
Хлор - второй галоген , являющийся неметаллом в 17-й группе периодической таблицы. Таким образом, его свойства аналогичны свойствам фтора , брома и йода и в значительной степени являются промежуточными между свойствами первых двух. Хлор имеет электронную конфигурацию [Ne] 3s 2 3p 5 , причем семь электронов в третьей и самой внешней оболочке действуют как его валентные электроны . Как и все галогены, он на один электрон меньше полного октета и, следовательно, является сильным окислителем, вступающим в реакцию со многими элементами, чтобы сформировать свою внешнюю оболочку. [33] В соответствии с периодическими тенденциями , он занимает промежуточное положение по электроотрицательности между фтором и бромом (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), менее реактивен, чем фтор, и более активен, чем бром. Это также более слабый окислитель, чем фтор, но более сильный, чем бром. И наоборот, хлорид- ион является более слабым восстановителем, чем бромид, но более сильным, чем фторид. [33] Он занимает промежуточное положение по атомному радиусу между фтором и бромом, и это приводит к тому, что многие из его атомных свойств, аналогичным образом продолжая тенденцию от йода к брому вверх, такие как первая энергия ионизации , сродство к электрону , энтальпия диссоциации молекулы X 2. (X = Cl, Br, I), ионный радиус и длина связи X – X. (Фтор аномален из-за своего небольшого размера.) [33]
Все четыре стабильных галогена испытывают межмолекулярные силы притяжения Ван-дер-Ваальса , и их сила увеличивается вместе с числом электронов среди всех гомоядерных двухатомных молекул галогена. Таким образом, температуры плавления и кипения хлора являются промежуточными между температурами фтора и брома: хлор плавится при -101,0 ° C и кипит при -34,0 ° C. В результате увеличения молекулярной массы галогенов в группе плотность и теплота плавления и испарения хлора снова становятся промежуточными между значениями брома и фтора, хотя все их теплоты испарения довольно низки (что приводит к высокой летучести). благодаря их двухатомной молекулярной структуре. [33] Галогены темнеют по цвету по мере перехода к группе: таким образом, фтор - это бледно-желтый газ, а хлор - отчетливо желто-зеленый. Эта тенденция возникает из-за того, что длины волн видимого света, поглощаемого галогенами, увеличиваются по группе. [33] В частности, цвет галогена, такого как хлор, является результатом электронного перехода между верхней занятой антисвязывающей молекулярной орбиталью π g и самой низкой вакантной антисвязывающей молекулярной орбиталью σ u . [34] Цвет тускнеет при низких температурах, так что твердый хлор при -195 ° C почти бесцветен. [33]
Подобно твердому брому и йоду, твердый хлор кристаллизуется в орторомбической кристаллической системе , в слоистой решетке из молекул Cl 2 . Расстояние Cl – Cl составляет 198 пм (близко к газообразному расстоянию Cl – Cl, равному 199 пм), а расстояние Cl · ·· Cl между молекулами составляет 332 пм внутри слоя и 382 пм между слоями (сравните ван-дер-Ваальсовский радиус хлор, 180 пм). Такая структура означает, что хлор является очень плохим проводником электричества, а его проводимость настолько мала, что ее практически невозможно измерить. [33]
Изотопы
Хлор имеет два стабильных изотопа: 35 Cl и 37 Cl. Это только два его природных изотопа, встречающихся в большом количестве: 35 Cl составляет 76% природного хлора, а 37 Cl составляет оставшиеся 24%. Оба синтезируются в звездах в процессах сжигания кислорода и кремния . [35] Оба имеют ядерный спин 3/2 + и, таким образом, могут использоваться для ядерного магнитного резонанса , хотя величина спина, превышающая 1/2, приводит к несферическому распределению ядерных зарядов и, таким образом, к резонансному расширению в результате ненулевого ядерного магнитного резонанса. квадрупольный момент и результирующая квадрупольная релаксация. Все остальные изотопы хлора радиоактивны, с периодом полураспада, слишком коротким, чтобы возникать в природе изначально . Из них наиболее часто используются в лаборатории 36 Cl ( t 1/2 = 3,0 × 10 5 лет ) и 38 Cl ( t 1/2 = 37,2 мин), которые могут быть получены нейтронной активацией природного хлора. [33]
Самый стабильный радиоизотоп хлора - 36 Cl. Основной способ распада изотопов легче 35 Cl - это захват электронов изотопами серы ; изотопов тяжелее 37 Cl - бета-распад до изотопов аргона ; и 36 Cl может распадаться любым способом до стабильного 36 S или 36 Ar. [36] 36 Cl происходит в следовом количествах в природе , как космогенный нуклид в соотношении примерно (7-10) × 10 -13 до 1 с стабильными изотопами хлора: она образуется в атмосфере с помощью расщепления из 36 Ar путем взаимодействия с протоны космических лучей . В верхнем метре литосферы, 36 Cl генерируются главным образом тепловыми нейтронами активацией 35 Cl и расщеплением 39 K и 40 Ca . В среде геологической среды, мюоны захват от 40 Ca становится все более важным , как способ , чтобы генерировать 36 Cl. [37] [38]
Химия и соединения
Икс | XX | HX | BX 3 | AlX 3 | CX 4 |
---|---|---|---|---|---|
F | 159 | 574 | 645 | 582 | 456 |
Cl | 243 | 428 | 444 | 427 | 327 |
Br | 193 | 363 | 368 | 360 | 272 |
я | 151 | 294 | 272 | 285 | 239 |
Хлор занимает промежуточное положение по реакционной способности между фтором и бромом и является одним из наиболее реактивных элементов. Хлор - более слабый окислитель, чем фтор, но более сильный, чем бром или йод. Это видно из стандартных электродных потенциалов пар X 2 / X - (F, +2,866 В; Cl, +1,395 В; Br, +1,087 В; I, +0,615 В; At, примерно +0,3 В). Однако эта тенденция не проявляется в энергиях связи, потому что фтор является сингулярным из-за его небольшого размера, низкой поляризуемости и неспособности проявлять гипервалентность . Еще одно отличие: хлор имеет значительный химический состав в положительных степенях окисления, а фтор - нет. Хлорирование часто приводит к более высоким степеням окисления, чем бромирование или иодирование, но более низким степеням окисления, чем фторирование. Хлор имеет тенденцию реагировать с соединениями, включая связи M – M, M – H или M – C, с образованием связей M – Cl. [34]
Учитывая, что Е ° (1/2O 2 / H 2 O) = +1,229 В, что меньше +1,395 В, можно ожидать, что хлор способен окислять воду до кислорода и соляной кислоты. Однако кинетика этой реакции неблагоприятна, и необходимо также учитывать эффект перенапряжения пузырьков , так что при электролизе водных растворов хлорида выделяется газообразный хлор, а не газообразный кислород, что очень полезно для промышленного производства хлора. [39]
Хлористый водород
Простейшим соединением хлора является хлористый водород , HCl, основное химическое вещество в промышленности, а также в лаборатории, в виде газа и растворенного в воде в виде соляной кислоты . Его часто получают путем сжигания газообразного водорода в газообразном хлоре или как побочный продукт хлорирования углеводородов . Другой подход - обработка хлорида натрия концентрированной серной кислотой для получения соляной кислоты, также известный как процесс «соляной корки»: [40]
- NaCl + H 2 SO 4NaHSO 4 + HCl
- NaCl + NaHSO 4Na 2 SO 4 + HCl
В лаборатории газообразный хлористый водород можно получить путем сушки кислоты концентрированной серной кислотой. Хлорид дейтерия, DCl, может быть получен реакцией бензоилхлорида с тяжелой водой (D 2 O). [40]
При комнатной температуре хлористый водород представляет собой бесцветный газ, как и все галогениды водорода, кроме фтороводорода , поскольку водород не может образовывать прочные водородные связи с более крупным электроотрицательным атомом хлора; однако слабая водородная связь присутствует в твердом кристаллическом хлористом водороде при низких температурах, подобно структуре фтороводорода, прежде чем при повышении температуры начинает преобладать беспорядок. [40] Соляная кислота является сильной кислотой (p K a = -7), потому что водородные связи с хлором слишком слабы, чтобы препятствовать диссоциации. Система HCl / H 2 O содержит много гидратов HCl · n H 2 O для n = 1, 2, 3, 4 и 6. Помимо смеси HCl и H 2 O 1: 1 , система полностью разделяется на два отдельных жидкие фазы. Соляная кислота образует азеотроп с температурой кипения 108,58 ° C при 20,22 г HCl на 100 г раствора; таким образом, соляная кислота не может быть сконцентрирована перегонкой выше этой точки. [41]
В отличие от фтороводорода, с безводным жидким хлористым водородом трудно работать в качестве растворителя, потому что его температура кипения низкая, у него небольшой диапазон жидкостей, его диэлектрическая постоянная низкая и он не диссоциирует в значительной степени на H 2 Cl + и HCl.-
2ионы - последние, в любом случае, гораздо менее стабильны, чем ионы бифторида ( HF-
2) из-за очень слабой водородной связи между водородом и хлором, хотя его соли с очень большими и слабополяризованными катионами, такими как Cs + и NR+ 4(R = Me , Et , Bu n ) все еще может быть изолированным. Безводный хлористый водород - плохой растворитель, он способен растворять только низкомолекулярные соединения, такие как нитрозилхлорид и фенол , или соли с очень низкой энергией решетки, такие как галогениды тетраалкиламмония. Он легко протонирует электрофилы, содержащие неподеленные пары или π-связи. Сольволиз , реакции замещения лиганда и окисления хорошо описаны в растворе хлористого водорода: [42]
- Ph 3 SnCl + HCl ⟶ Ph 2 SnCl 2 + PhH (сольволиз)
- Ph 3 COH + 3 HCl ⟶ Ph
3C+
HCl-
2+ H 3 O + Cl - (сольволиз) - Мне
4N+
HCl-
2+ BCl 3 ⟶ Me
4N+
BCl-
4 + HCl (замена лиганда) - PCl 3 + Cl 2 + HCl ⟶ PCl+
4HCl-
2 (окисление)
Другие бинарные хлориды
Почти все элементы периодической таблицы образуют бинарные хлориды. Исключения явно составляют меньшинство и в каждом случае проистекают из одной из трех причин: крайняя инертность и нежелание участвовать в химических реакциях ( благородные газы , за исключением ксенона в крайне нестабильных XeCl 2 и XeCl 4 ); крайняя ядерная нестабильность, препятствующая химическим исследованиям до распада и трансмутации (многие из самых тяжелых элементов, кроме висмута ); и имеющий более высокую электроотрицательность, чем у хлора ( кислорода и фтора ), так что образующиеся бинарные соединения формально являются не хлоридами, а скорее оксидами или фторидами хлора. [43]
Хлорирование металлов с помощью Cl 2 обычно приводит к более высокой степени окисления, чем бромирование с помощью Br 2, когда доступны несколько степеней окисления, например, в MoCl 5 и MoBr 3 . Хлориды могут быть получены реакцией элемента или его оксида, гидроксида или карбоната с соляной кислотой, а затем дегидратированы при умеренно высоких температурах в сочетании с газом низкого давления или безводным хлористым водородом. Эти методы работают лучше всего, когда хлоридный продукт устойчив к гидролизу; в противном случае возможности включают высокотемпературное окислительное хлорирование элемента хлором или хлористым водородом, высокотемпературное хлорирование оксида металла или другого галогенида хлором, летучим хлоридом металла, четыреххлористым углеродом или органическим хлоридом. Например, диоксид циркония реагирует с хлором при стандартных условиях с образованием тетрахлорида циркония , а триоксид урана реагирует с гексахлорпропеном при нагревании с обратным холодильником с образованием тетрахлорида урана . Второй пример также включает снижение степени окисления , которое также может быть достигнуто путем восстановления хлорида с более высоким содержанием водорода с использованием водорода или металла в качестве восстанавливающего агента. Этого также можно достичь путем термического разложения или диспропорционирования следующим образом: [43]
- EuCl 3 + 1/2H 2 ⟶ EuCl 2 + HCl
- ReCl 5ReCl 3 + Cl 2
- AuCl 3AuCl + Cl 2
Большинство хлоридов металлов в группах 1, 2 и 3, наряду с лантаноидами и актинидами в степенях окисления +2 и +3, в основном ионные, в то время как неметаллы имеют тенденцию образовывать ковалентные молекулярные хлориды, как и металлы в условиях сильного окисления. состояния от +3 и выше. Хлорид серебра очень нерастворим в воде и поэтому часто используется в качестве качественного теста на содержание хлора. [43]
Полихлорные соединения
Хотя дихлор является сильным окислителем с высокой энергией первой ионизации, он может окисляться в экстремальных условиях с образованием Cl+
2катион. Он очень нестабилен и характеризуется своим электронным полосовым спектром только при производстве в разрядной трубке низкого давления. Желтый Cl+
3катион более стабилен и может производиться следующим образом: [44]
- Cl 2 + ClF + AsF 5Cl+
3AsF-
6
Эта реакция проводится в окисляющем растворителе пентафториде мышьяка . Трихлорид-анион, Cl-
3, также был охарактеризован; это аналог трииодида . [45]
Фториды хлора
Три фторида хлора образуют подмножество межгалогенных соединений, все из которых диамагнитны . [45] Известны некоторые катионные и анионные производные, такие как ClF.-
2, ClF-
4, ClF+
2, и Cl 2 F + . [46] Также известны некоторые псевдогалогениды хлора, такие как хлорид цианогена (ClCN, линейный), цианат хлора (ClNCO), тиоцианат хлора (ClSCN, в отличие от его кислородного аналога) и азид хлора (ClN 3 ). [45]
Монофторид хлора (ClF) чрезвычайно термически стабилен и коммерчески продается в 500-граммовых стальных бутылях для лекций. Это бесцветный газ, плавящийся при -155,6 ° C и кипящий при -100,1 ° C. Он может быть получен путем направления его элементов при 225 ° C, хотя затем он должен быть отделен и очищен от трифторида хлора и его реагентов. Его свойства в основном промежуточные между хлором и фтором. Он будет реагировать со многими металлами и неметаллами при температуре от комнатной и выше, фторируя их и высвобождая хлор. Он также будет действовать как хлорфторирующий агент, добавляя хлор и фтор через множественную связь или путем окисления: например, он будет атаковать монооксид углерода с образованием карбонилхлорфторида, COFCl. Он будет аналогично реагировать с гексафторацетоном , (CF 3 ) 2 CO, с катализатором из фторида калия с образованием гептафторизопропилгипохлорита, (CF 3 ) 2 CFOCl; с нитрилами RCN для получения RCF 2 NCl 2 ; и с оксидами серы SO 2 и SO 3 для получения соответственно ClOSO 2 F и ClSO 2 F. Он также будет экзотермически и бурно реагировать с соединениями, содержащими группы –OH и –NH, такими как вода: [45]
- H 2 O + 2 ClF ⟶ 2 HF + Cl 2 O
Трифторид хлора (ClF 3 ) представляет собой летучую бесцветную молекулярную жидкость, которая плавится при -76,3 ° C и кипит при 11,8 ° C. Он может быть образован прямым фторированием газообразного хлора или монофторида хлора при 200–300 ° C. Это одно из самых реактивных известных химических соединений, реагирующее со многими веществами, которые в обычных обстоятельствах считались бы химически инертными, такими как асбест , бетон и песок. Взрывается при контакте с водой и большинством органических веществ. Список поджигаемых им элементов разнообразен: водород , калий , фосфор , мышьяк , сурьма , сера , селен , теллур , бром , йод и порошкообразный молибден , вольфрам , родий , иридий и железо . Непроницаемый фторидный слой образован натрием , магнием , алюминием , цинком , оловом и серебром , которые можно удалить нагреванием. При нагревании разрушаются даже такие благородные металлы, как палладий , платина и золото , и даже благородные газы ксенон и радон не избегают фторирования. Никелевые контейнеры обычно используются из-за большой устойчивости этого металла к воздействию трифторида хлора, возникающего из-за образования нереакционноспособного слоя фторида никеля. Его реакция с гидразином с образованием фтористого водорода, азота и хлора использовалась в экспериментальных ракетных двигателях, но имеет проблемы, в значительной степени проистекающие из его крайней гиперголичности, приводящей к воспламенению без какой-либо измеримой задержки. Сегодня он в основном используется в переработке ядерного топлива, для окисления урана до гексафторида урана для его обогащения и отделения его от плутония . Он может действовать как донор или акцептор фторид-иона (основание Льюиса или кислота), хотя он не диссоциирует в значительной степени на ClF.+
2и ClF-
4ионы. [47]
Пентафторид хлора (ClF 5 ) производится в больших масштабах прямым фторированием хлора с избытком газообразного фтора при 350 ° C и 250 атм, а в малых масштабах - реакцией хлоридов металлов с газообразным фтором при 100–300 ° C. Он плавится при −103 ° C и кипит при −13,1 ° C. Это очень сильный фторирующий агент, хотя он все же не так эффективен, как трифторид хлора. Охарактеризовано лишь несколько конкретных стехиометрических реакций. Мышьяк пятифтористых и пентафторид сурьмы образует ионные аддукты вида [ClF 4 ] + [MF 6 ] - (М = As, Sb) и вода реагирует энергично следующим образом : [48]
- 2 H 2 O + ClF 5 ⟶ 4 HF + FClO 2
Продукт, фторид хлорида , является одним из пяти известных фторидов оксида хлора. Они варьируются от термически нестабильной FClO к химически инертного перхлорилфторид (FClO 3 ), а остальные три будучи FClO 2 , F 3 ClO, и F 3 ClO 2 . Все пять ведут себя аналогично фторидам хлора, как структурно, так и химически, и могут действовать как кислоты или основания Льюиса, приобретая или теряя фторид-ионы соответственно, или как очень сильные окисляющие и фторирующие агенты. [49]
Оксиды хлора
Эти оксиды хлора хорошо изучены, несмотря на их неустойчивости (все из них являются эндотермические соединения). Они важны, потому что они образуются, когда хлорфторуглероды подвергаются фотолизу в верхних слоях атмосферы и вызывают разрушение озонового слоя. Ни один из них не может быть получен из прямого реагирования элементов. [50]
Монооксид дихлора (Cl 2 O) представляет собой коричневато-желтый газ (красно-коричневый в твердом или жидком состоянии), который может быть получен реакцией газообразного хлора с желтым оксидом ртути (II) . Он хорошо растворяется в воде, в которой находится в равновесии с хлорноватистой кислотой (HOCl), ангидридом которой он является. Таким образом, это эффективный отбеливатель, который в основном используется для производства гипохлоритов . Он взрывается при нагревании, искре или в присутствии газообразного аммиака. [50]
Диоксид хлора (ClO 2 ) был первым оксидом хлора, открытым в 1811 году Хамфри Дэви . Это желтый парамагнитный газ (темно-красный, как твердое тело или жидкость), как и следовало ожидать, исходя из нечетного числа электронов: он устойчив к димеризации из-за делокализации неспаренного электрона. Он взрывается при температуре выше -40 ° C как жидкость и под давлением как газ, поэтому его необходимо производить при низких концентрациях для отбеливания древесной массы и водоподготовки. Обычно его получают путем восстановления хлората следующим образом: [50]
- ClO-
3+ Cl - + 2 H + ⟶ ClO 2 + 1/2Cl 2 + H 2 O
Таким образом, его производство тесно связано с окислительно-восстановительными реакциями оксокислот хлора. Это сильный окислитель, реагирующий с серой , фосфором , галогенидами фосфора и борогидридом калия . Он экзотермически растворяется в воде с образованием темно-зеленых растворов, которые очень медленно разлагаются в темноте. Кристаллические клатратные гидраты ClO 2 · n H 2 O ( n ≈ 6–10) выделяются при низких температурах. Однако в присутствии света эти растворы быстро фоторазлагаются с образованием смеси хлорноватой и соляной кислот. Фотолиз отдельных молекул ClO 2 приводит к образованию радикалов ClO и ClOO, тогда как при комнатной температуре образуются в основном хлор, кислород и некоторое количество ClO 3 и Cl 2 O 6 . Cl 2 O 3 также образуется при фотолизе твердого вещества при -78 ° C: это темно-коричневое твердое вещество, которое взрывается при температуре ниже 0 ° C. Радикал ClO приводит к истощению атмосферного озона и, таким образом, имеет следующее экологическое значение: [50]
- Cl • + O 3 ⟶ ClO • + O 2
- ClO • + O • ⟶ Cl • + O 2
Перхлорат хлора (ClOClO 3 ) представляет собой бледно-желтую жидкость, которая менее устойчива, чем ClO 2, и разлагается при комнатной температуре с образованием хлора, кислорода и гексоксида дихлора (Cl 2 O 6 ). [50] Перхлорат хлора может также рассматриваться как производное хлора хлорной кислоты (HOClO 3 ), аналогично термически нестабильным производным хлора других оксокислот: примеры включают нитрат хлора (ClONO 2 , высокоактивный и взрывоопасный) и фторсульфат хлора (ClOSO 2 F, более стабильный, но все же чувствительный к влаге и высокореактивный). [51] Гексоксид дихлора представляет собой темно-красную жидкость, которая при замерзании образует твердое вещество, которое становится желтым при -180 ° C: обычно он образуется в результате реакции диоксида хлора с кислородом. Несмотря на попытки рационализировать его как димер ClO 3 , он реагирует больше, как если бы это был перхлорат хлорила, [ClO 2 ] + [ClO 4 ] - , который, как было подтверждено, является правильной структурой твердого вещества. Он гидролизуется в воде с образованием смеси хлорной и хлорной кислот: аналогичная реакция с безводным фтористым водородом не идет до конца. [50]
Гептоксид дихлора (Cl 2 O 7 ) представляет собой ангидрид хлорной кислоты (HClO 4 ) и может быть легко получен из него путем его дегидратации фосфорной кислотой при -10 ° C, а затем дистилляции продукта при -35 ° C и 1 мм рт. Это бесцветная маслянистая жидкость, чувствительная к ударам. Это наименее реактивный из оксидов хлора, единственный, который не поджигает органические материалы при комнатной температуре. Его можно растворять в воде для регенерации хлорной кислоты или в водных щелочах для регенерации перхлоратов. Однако он термически разлагается со взрывом, разрывая одну из центральных связей Cl – O, образуя радикалы ClO 3 и ClO 4, которые немедленно разлагаются на элементы через промежуточные оксиды. [50]
Оксокислоты и оксианионы хлора
E ° (пара) | а (Н + ) = 1 (кислота) | E ° (пара) | a (OH - ) = 1 (основание) |
---|---|---|---|
Cl 2 / Cl - | +1,358 | Cl 2 / Cl - | +1,358 |
HOCl / Cl - | +1,484 | ClO - / Cl - | +0,890 |
ClO- 3/ Cl - | +1,459 | ||
HOCl / Cl 2 | +1,630 | ClO - / Cl 2 | +0,421 |
HClO 2 / Cl 2 | +1,659 | ||
ClO- 3/ Cl 2 | +1,468 | ||
ClO- 4/ Cl 2 | +1,277 | ||
HClO 2 / HOCl | +1.701 | ClO- 2/ ClO - | +0,681 |
ClO- 3/ ClO - | +0,488 | ||
ClO- 3/ HClO 2 | +1,181 | ClO- 3/ ClO- 2 | +0,295 |
ClO- 4/ ClO- 3 | +1.201 | ClO- 4/ ClO- 3 | +0,374 |
Хлор образует четыре оксокислот: хлорноватистой кислоты (HOCl), хлористая кислота (HOClO), хлорная кислота (HOClO 2 ) и хлорной кислоты (HOClO 3 ). Как видно из окислительно-восстановительных потенциалов, приведенных в соседней таблице, хлор гораздо более устойчив к диспропорционированию в кислых растворах, чем в щелочных растворах: [39]
Cl 2 + H 2 O ⇌ HOCl + H + + Cl - K ac = 4,2 × 10 −4 моль 2 л −2 Cl 2 + 2 ОН - ⇌ OCl - + H 2 O + Cl - K алк = 7,5 × 10 15 моль -1 л
Ионы гипохлорита также дополнительно диспропорционируют с образованием хлорида и хлората (3 ClO - ⇌ 2 Cl - + ClO-
3), но эта реакция протекает довольно медленно при температурах ниже 70 ° C, несмотря на очень благоприятную константу равновесия 10 27 . Ионы хлората могут сами по себе диспропорционировать с образованием хлорида и перхлората (4 ClO-
3⇌ Cl - + 3 ClO-
4), но это все еще очень медленно даже при 100 ° C, несмотря на очень благоприятную константу равновесия 10 20 . Скорость реакции оксианионов хлора увеличивается по мере уменьшения степени окисления хлора. Сила оксикислот хлора увеличивается очень быстро по мере увеличения степени окисления хлора из-за увеличения делокализации заряда по все большему количеству атомов кислорода в их сопряженных основаниях. [39]
Большая часть оксокислот хлора может быть произведена с использованием этих реакций диспропорционирования. Хлорноватистая кислота (HOCl) очень реактивна и довольно нестабильна; его соли в основном используются из-за их отбеливающих и стерилизующих свойств. Они являются очень сильными окислителями, передающими атом кислорода большинству неорганических веществ. Хлористая кислота (HOClO) еще более нестабильна и не может быть выделена или сконцентрирована без разложения: это известно по разложению водного диоксида хлора. Однако хлорит натрия является стабильной солью и используется для отбеливания и очистки текстильных изделий в качестве окислителя и источника диоксида хлора. Хлорная кислота (HOClO 2 ) - сильная кислота, которая довольно устойчива в холодной воде до концентрации 30%, но при нагревании дает хлор и диоксид хлора. Испарение при пониженном давлении позволяет его дополнительно сконцентрировать примерно до 40%, но затем он разлагается на хлорную кислоту, хлор, кислород, воду и диоксид хлора. Его самая важная соль - хлорат натрия , который в основном используется для производства диоксида хлора для отбеливания бумажной массы. Разложение хлората до хлорида и кислорода - распространенный способ получения кислорода в небольших лабораториях. Хлорид и хлорат могут пропорционально образовывать хлор следующим образом: [52]
- ClO-
3+ 5 Cl - + 6 H + ⟶ 3 Cl 2 + 3 H 2 O
Перхлораты и хлорная кислота (HOClO 3 ) являются наиболее стабильными оксосоединениями хлора, учитывая тот факт, что соединения хлора наиболее стабильны, когда атом хлора находится в самой низкой (-1) или самой высокой (+7) возможных степенях окисления. . Хлорная кислота и водные перхлораты являются сильными и иногда сильными окислителями при нагревании, что резко контрастирует с их в основном неактивной природой при комнатной температуре из-за высокой энергии активации этих реакций по кинетическим причинам. Перхлораты получают путем электролитического окисления хлората натрия, а хлорную кислоту получают путем реакции безводного перхлората натрия или перхлората бария с концентрированной соляной кислотой, отфильтровывая осажденный хлорид и отгоняя фильтрат для его концентрирования. Безводная хлорная кислота представляет собой бесцветную подвижную жидкость, чувствительную к ударам, которая взрывается при контакте с большинством органических соединений, поджигает йодистый водород и тионилхлорид и даже окисляет серебро и золото. Хотя это слабый лиганд, более слабый, чем вода, некоторые соединения с участием координированного ClO-
4известны. [52]
Хлорорганические соединения
Как и другие связи углерод-галоген, связь C-Cl является общей функциональной группой, которая составляет часть основной органической химии . Формально соединения с этой функциональной группой можно рассматривать как органические производные хлорид-аниона. Из-за разницы электроотрицательностей между хлором (3,16) и углеродом (2,55) углерод в связи C – Cl является электронодефицитным и, следовательно, электрофильным . Хлорирование изменяет физические свойства углеводородов несколькими способами: хлоруглероды обычно плотнее воды из-за более высокого атомного веса хлора по сравнению с водородом, а алифатические хлорорганические соединения являются алкилирующими агентами, поскольку хлорид является уходящей группой . [53]
Алканы и арильные алканы могут быть хлорируют при свободнорадикальных условиях, с УФ - светом. Однако степень хлорирования трудно контролировать: реакция не региоселективна и часто приводит к смеси различных изомеров с разной степенью хлорирования, хотя это может быть допустимо, если продукты легко разделяются. Арилхлориды могут быть получены галогенированием Фриделя-Крафтса с использованием хлора и кислотного катализатора Льюиса . [53] Реакция haloform , с использованием хлора и гидроксида натрия , также способна генерировать алкилгалогениды из метилкетонов и родственных соединений. Хлор также присоединяется к кратным связям алкенов и алкинов, давая ди- или тетрахлорсоединения. Однако из-за высокой стоимости и реакционной способности хлора хлорорганические соединения чаще производятся с использованием хлористого водорода или хлорирующих агентов, таких как пентахлорид фосфора (PCl 5 ) или тионилхлорид (SOCl 2 ). Последнее очень удобно в лаборатории, поскольку все побочные продукты газообразны и их не нужно отгонять. [53]
Многие хлорорганические соединения были выделены из природных источников, от бактерий до людей. [54] [55] Хлорированные органические соединения обнаружены почти в каждом классе биомолекул, включая алкалоиды , терпены , аминокислоты , флавоноиды , стероиды и жирные кислоты . [54] [56] Хлорорганические соединения, в том числе диоксины , образуются в условиях высоких температур при лесных пожарах, а диоксины были обнаружены в сохранившемся пепле от пожаров, возникших при молнии, которые возникли раньше, чем синтетические диоксины. [57] Кроме того, из морских водорослей были выделены различные простые хлорированные углеводороды, включая дихлорметан, хлороформ и четыреххлористый углерод . [58] Большая часть хлорметана в окружающей среде производится естественным образом в результате биологического разложения, лесных пожаров и вулканов. [59]
Некоторые типы хлорорганических соединений, хотя и не все, обладают значительной токсичностью для растений или животных, включая человека. Диоксины, образующиеся при сжигании органических веществ в присутствии хлора, и некоторые инсектициды, такие как ДДТ , являются стойкими органическими загрязнителями, которые представляют опасность при попадании в окружающую среду. Например, ДДТ, который широко использовался для борьбы с насекомыми в середине 20 века, также накапливается в пищевых цепях и вызывает репродуктивные проблемы (например, истончение яичной скорлупы) у некоторых видов птиц. [60] Из-за готового гомолитического расщепления связи C – Cl с образованием радикалов хлора в верхних слоях атмосферы, хлорфторуглероды были прекращены из-за вреда, который они наносят озоновому слою. [50]
Возникновение и производство
Хлор слишком реакционноспособен, чтобы встречаться в природе как свободный элемент, но его много в виде хлоридных солей. Это двадцать первый элемент по распространенности в земной коре, который составляет 126 частей на миллион из-за больших отложений хлоридных минералов, особенно хлорида натрия , которые испарились из водоемов. Все это бледнеет по сравнению с запасами хлорид-ионов в морской воде: меньшие количества при более высоких концентрациях встречаются в некоторых внутренних морях и подземных скважинах с рассолом , таких как Большое Соленое озеро в Юте и Мертвое море в Израиле. [61]
Небольшие партии газообразного хлора готовятся в лаборатории путем объединения соляной кислоты и диоксида марганца , но необходимость в нем возникает редко из-за его доступности. В промышленности элементарный хлор обычно получают электролизом хлорида натрия, растворенного в воде. Этот метод, хлорно-щелочной процесс, промышленно внедренный в 1892 году, в настоящее время обеспечивает большую часть промышленного газообразного хлора. [26] Наряду с хлором этот метод дает газообразный водород и гидроксид натрия , который является наиболее ценным продуктом. Процесс протекает согласно следующему химическому уравнению : [62]
- 2 NaCl + 2 H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2 NaOH
Электролиз хлоридных растворов протекает согласно следующим уравнениям:
- Катод: 2 H 2 O + 2 e - → H 2 + 2 OH -
- Анод: 2 Cl - → Cl 2 + 2 e -
При электролизе диафрагменной ячейки диафрагма из асбеста (или полимерного волокна) разделяет катод и анод , предотвращая повторное смешивание хлора, образующегося на аноде, с гидроксидом натрия и водородом, образовавшимся на катоде. [63] Солевой раствор (рассол) непрерывно подается в анодное отделение и протекает через диафрагму в катодное отделение, где образуется едкая щелочь, а рассол частично истощается. Мембранные методы производят разбавленную и слегка загрязненную щелочь, но они не обременены проблемой утилизации ртути и более энергоэффективны. [26]
Электролиз мембранных элементов использует проницаемую мембрану в качестве ионообменника . Насыщенный раствор хлорида натрия (или калия) пропускается через анодный отсек с более низкой концентрацией . Этот метод также дает очень чистый гидроксид натрия (или калия), но имеет тот недостаток, что требуется очень чистый рассол при высоких концентрациях. [64]
В процессе Дикона хлористый водород, выделяемый при производстве хлорорганических соединений , восстанавливается в виде хлора. Процесс основан на окислении с использованием кислорода:
- 4 HCl + O 2 → 2 Cl 2 + 2 H 2 O
Для реакции требуется катализатор. Как представил Дикон, ранние катализаторы были основаны на меди. Коммерческие процессы, такие как Mitsui MT-Chlorine Process, были переведены на катализаторы на основе хрома и рутения. [65] Производимый хлор доступен в баллонах размером от 450 г до 70 кг, а также в бочках (865 кг), вагонах-цистернах (15 тонн по дорогам; 27–90 тонн по железной дороге) и баржах (600– 1200 тонн). [66]
Приложения
Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением хлора и основным источником хлора для нужд химической промышленности. В коммерческой торговле продается около 15000 хлорсодержащих соединений, включая такие разнообразные соединения, как хлорированный метан , этаны , винилхлорид , поливинилхлорид (ПВХ), трихлорид алюминия для катализа , хлориды магния , титана , циркония и гафния, которые являются прекурсорами для производя чистую форму этих элементов. [12]
Количественно всего производимого элементарного хлора около 63% используется в производстве органических соединений, а 18% - в производстве неорганических соединений хлора. [67] Около 15 000 соединений хлора используются в коммерческих целях. [68] Остальные 19% производимого хлора используются для отбеливателей и дезинфицирующих средств. [66] Наиболее важными из органических соединений с точки зрения объемов производства являются 1,2-дихлорэтан и винилхлорид , промежуточные продукты при производстве ПВХ . Другими особенно важными хлорорганическими соединениями являются метилхлорид , метиленхлорид , хлороформ , винилиденхлорид , трихлорэтилен , перхлорэтилен , аллилхлорид , эпихлоргидрин , хлорбензол , дихлорбензолы и трихлорбензолы . Основные неорганические соединения включают в себя HCl, Cl 2 O, HOCl, NaClO 3 , хлорированные изоцианураты, AlCl 3 , SiCl 4 , SnCl 4 , PCl 3 , PCl 5 , POCl 3 , ASCL 3 , SbCl 3 , SbCl 5 , BiCl 3 , S 2 Cl 2 , SCl 2 , SOCI 2 , ClF 3 , ICl , ICl 3 , TiCl 3 , TiCl 4 , MoCl 5 , FeCl 3 , ZnCl 2 и так далее. [66]
Санитария, дезинфекция и антисептика
Борьба с гниением
Во Франции (как и везде) кишки животных обрабатывались для изготовления струн музыкальных инструментов, кожи Голдбитера и других продуктов. Это было сделано на «фабриках кишок» ( бояре ), и это был зловонный и нездоровый процесс. Примерно в 1820 году Société d'encouragement pour l'industrie nationale вручил приз за открытие метода, химического или механического, для отделения брюшной оболочки кишечника животных без гниения . [69] [70] Приз выиграл Антуан-Жермен Лабаррак , 44-летний французский химик и фармацевт, который обнаружил, что хлорированные отбеливающие растворы Бертолле (« Eau de Javel ») не только уничтожают запах гниения животных. разложение ткани, но также фактически замедлило разложение. [70] [28]
Исследования Лабаррака привели к использованию хлоридов и гипохлоритов извести ( гипохлорит кальция ) и натрия ( гипохлорит натрия ) в бояре. Было обнаружено, что те же химические вещества полезны при обычной дезинфекции и дезодорации туалетов , канализации , рынков, скотобоен , анатомических театров и моргов. [71] Они успешно использовались в больницах , лазаретах , тюрьмах , лазаретах (как на суше, так и на море), в магненах , конюшнях , сараях для скота и т. Д .; и они были полезны во время эксгумации , [72] бальзамировании , вспышки эпидемий, лихорадки и ножкой у крупного рогатого скота. [69]
Дезинфекция
Растворы хлорированной извести и соды Labarraque пропагандируются с 1828 года для предотвращения инфекции (так называемой «заразной инфекции», которая, как предполагается, передается через « миазмы »), а также для лечения гниения существующих ран, включая гнойные раны. [73] В своей работе 1828 года Лабаррак рекомендовал врачам дышать хлором, мыть руки с хлорированной известью и даже посыпать хлорированной известью кровати пациентов в случае «заразной инфекции». В 1828 году было хорошо известно о заражении инфекциями, хотя действие микроба было обнаружено только спустя полвека.
Во время вспышки холеры в Париже в 1832 году большие количества так называемой хлористой извести использовались для дезинфекции столицы. Это был не просто современный хлорид кальция , а газообразный хлор, растворенный в известковой воде (разбавленный гидроксид кальция ) с образованием гипохлорита кальция (хлорированная известь). Открытие Лабаррака помогло избавиться от ужасного запаха разложения из больниц и кабинетов анатомирования и тем самым эффективно дезодорировало Латинский квартал Парижа. [74] Многие думали, что эти «гнилостные миазмы» вызывают распространение «заразы» и «инфекции» - оба слова использовались до появления микробной теории инфекции. Хлорид извести использовался для уничтожения запахов и «гнилостного вещества». Один источник утверждает, что д-р Джон Сноу использовал хлорид извести для дезинфекции воды из зараженного холерой колодца, который питал насос на Брод-стрит в Лондоне 1854 года [75], хотя три других авторитетных источника, описывающих эту знаменитую эпидемию холеры, не упоминают Инцидент. [76] [77] [78] Одно упоминание проясняет, что хлорид извести использовался для дезинфекции отходов и нечистот на улицах, окружающих насос на Брод-стрит - обычная практика в Англии середины девятнадцатого века. [76] : 296
Земмельвейс и эксперименты с антисептиком
Возможно, самое известное применение растворов хлора и химических основ Лабаррака было в 1847 году, когда Игнац Земмельвейс использовал хлорную воду (растворенный в чистой воде хлор, который был дешевле, чем растворы хлорированной извести) для дезинфекции рук австрийских врачей, на что Земмельвейс все еще обращал внимание. разносил зловоние разложения из кабинетов анатомирования в кабинеты для осмотра пациентов. Задолго до появления микробной теории болезни Земмельвейс предположил, что «трупные частицы» передают гниение от свежих медицинских трупов к живым пациентам, и он использовал хорошо известные «растворы Лабаррака» как единственный известный метод удаления запаха гниения и тканей. разложение (он обнаружил, что мыло нет). Растворы оказались гораздо более эффективными антисептиками, чем мыло (Семмельвейс также знал об их большей эффективности, но не о причине), и это привело к знаменитому успеху Земмельвейса в предотвращении передачи родовой лихорадки («послеродовой лихорадки») в родильных домах. палаты Венской больницы общего профиля в Австрии в 1847 году. [79]
Намного позже, во время Первой мировой войны в 1916 году, Генри Дрисдейл Дакин (который полностью отдавал должное предыдущим работам Лабаррака в этой области) был разработан стандартизированная и разбавленная модификация раствора Лабаррака, содержащая гипохлорит (0,5%) и борную кислоту в качестве кислотного стабилизатора. . Метод орошения ран хлорированными растворами, получивший название «раствор Дакина» , позволял обрабатывать самые разные открытые раны антисептиками задолго до современной эры антибиотиков. Модифицированная версия этого раствора продолжает использоваться для орошения ран и в наше время, где он остается эффективным против бактерий, устойчивых к нескольким антибиотикам (см. Century Pharmaceuticals ). [80]
Общественная санитария
Первое непрерывное применение хлорирования питьевой воды в США было установлено в Джерси-Сити , штат Нью-Джерси, в 1908 году. [81] К 1918 году Министерство финансов США потребовало дезинфицировать всю питьевую воду хлором. В настоящее время хлор является важным химическим веществом для очистки воды (например, на водоочистных станциях), в дезинфицирующих средствах и отбеливателях . Даже небольшие источники воды в настоящее время обычно подвергаются хлорированию. [82]
Хлор обычно используется (в форме хлорноватистой кислоты ) для уничтожения бактерий и других микробов в системах питьевого водоснабжения и общественных плавательных бассейнах. В большинстве частных бассейнов не используется сам хлор, а используется гипохлорит натрия , образованный из хлора и гидроксида натрия , или твердые таблетки хлорированных изоциануратов. Недостатком использования хлора в плавательных бассейнах является то, что хлор вступает в реакцию с белками волос и кожи человека. Вопреки распространенному мнению, характерный «запах хлора», связанный с плавательными бассейнами, является результатом не самого элементарного хлора, а хлорамина , химического соединения, образующегося в результате реакции свободного растворенного хлора с аминами в органических веществах. Как дезинфицирующее средство для воды, хлор более чем в три раза эффективнее против Escherichia coli, чем бром , и более чем в шесть раз эффективнее йода . [83] Все чаще сам монохлорамин непосредственно добавляется в питьевую воду в целях дезинфекции - процесса, известного как хлораминирование . [84]
Часто нецелесообразно хранить и использовать ядовитый газообразный хлор для очистки воды, поэтому используются альтернативные методы добавления хлора. К ним относятся растворы гипохлорита , которые постепенно выделяют хлор в воду, и такие соединения, как дихлор-s-триазинетрион (дигидрат или безводный) натрия , иногда называемый «дихлор», и трихлор-s-триазинетрион , иногда называемый «трихлор». . Эти соединения стабильны в твердом состоянии и могут использоваться в порошкообразной, гранулированной или таблетированной форме. При добавлении в небольших количествах в воду бассейна или в промышленные водные системы атомы хлора гидролизуются из остальной части молекулы, образуя хлорноватистую кислоту (HOCl), которая действует как общий биоцид , убивая микробы, микроорганизмы, водоросли и т. Д. [85] [86]
Использовать как оружие
Первая Мировая Война
Газообразный хлор, также известный как бертолит, впервые был использован Германией в качестве оружия во время Первой мировой войны 22 апреля 1915 года во Второй битве при Ипре . [87] [88] По описанию солдат, он имел характерный запах смеси перца и ананаса. Он также имел металлический привкус и ужалил заднюю часть горла и грудь. Хлор вступает в реакцию с водой в слизистой оболочке легких с образованием соляной кислоты , разрушающей живые ткани и потенциально смертельной. Дыхательные системы человека можно защитить от газообразного хлора с помощью противогазов с активированным углем или других фильтров, что делает газообразный хлор гораздо менее смертоносным, чем другое химическое оружие. Он был впервые изобретен немецким ученым, впоследствии лауреатом Нобелевской премии, Фрицем Габером из Института кайзера Вильгельма в Берлине в сотрудничестве с немецким химическим конгломератом IG Farben , который разработал методы выпуска газообразного хлора против закопченного врага. [89] После его первого применения обе стороны конфликта использовали хлор в качестве химического оружия, но вскоре его заменили более смертоносным фосгеном и ипритом . [90]
Ирак
Хлор газ также использовался во время войны в Ираке в провинции Анбар в 2007 году, с повстанцами упаковкой грузовика бомбы с минометными снарядами и танками хлора. В результате взрывов погибло два человека и более 350 человек заболели. Большинство смертей было вызвано силой взрывов, а не воздействием хлора, поскольку ядовитый газ легко рассеивается и растворяется в атмосфере в результате взрыва. Во время некоторых взрывов более сотни мирных жителей были госпитализированы из-за затрудненного дыхания. Власти Ирака ужесточили меры безопасности в отношении элементарного хлора, который необходим для обеспечения населения безопасной питьевой водой. [91] [92]
24 октября 2014 года поступило сообщение о том, что Исламское Государство Ирака и Леванта применило газообразный хлор в городе Дулуйя, Ирак . [ необходима цитата ] Лабораторный анализ образцов одежды и почвы подтвердил использование газообразного хлора против курдских сил пешмерга во время атаки самодельного взрывного устройства на автомобиле 23 января 2015 года на перекрестке Киске на шоссе 47 недалеко от Мосула. [93]
Сирия
Сирийское правительство якобы использовало хлор в качестве химического оружия [94], доставляемого с помощью бочковых бомб и ракет. [95] [96]
Биологическая роль
Хлорид - анион является важным питательным веществом для обмена веществ. Хлор необходим для производства соляной кислоты в желудке и для работы клеточного насоса. [97] Основным источником пищи является поваренная соль или хлорид натрия. Слишком низкие или высокие концентрации хлоридов в крови являются примерами электролитных нарушений . Гипохлоремия (слишком мало хлорида) редко возникает при отсутствии других аномалий. Иногда это связано с гиповентиляцией . [98] Это может быть связано с хроническим респираторным ацидозом . [99] Гиперхлоремия (слишком много хлоридов) обычно не вызывает симптомов. Когда симптомы действительно возникают, они имеют тенденцию напоминать гипернатриемию (слишком много натрия ). Снижение содержания хлоридов в крови приводит к церебральному обезвоживанию; симптомы чаще всего вызваны быстрой регидратацией, которая приводит к отеку мозга . Гиперхлоремия может повлиять на транспорт кислорода. [100]
Опасности
Опасности | |
---|---|
Пиктограммы GHS | |
Сигнальное слово GHS | Опасность |
Положения об опасности GHS | H270 , H315 , H319 , H331 , H335 , H400 |
Меры предосторожности GHS | Р220 , P244 , P261 , P304 , P340 , P312 , P403 , P233 , P410 , P403 [101] |
NFPA 704 (огненный алмаз) | [102] 3 0 0 OX |
Хлор - это токсичный газ, поражающий дыхательную систему, глаза и кожу. [103] Поскольку он более плотный, чем воздух, он имеет тенденцию накапливаться на дне плохо вентилируемых помещений. Газообразный хлор - сильный окислитель, который может вступать в реакцию с легковоспламеняющимися материалами. [104] [105]
Хлор обнаруживается с помощью измерительных приборов в концентрациях до 0,2 частей на миллион (ppm) и по запаху при 3 ppm. Кашель и рвота могут возникать при 30 промилле и повреждении легких при 60 промилле. Примерно 1000 ppm может быть смертельным после нескольких глубоких вдохов газа. [12] Концентрация IDLH (непосредственно опасного для жизни и здоровья) составляет 10 ppm. [106] Вдыхание более низких концентраций может вызвать ухудшение дыхательной системы, а воздействие газа может вызвать раздражение глаз. [107] Токсичность хлора обусловлена его окислительной способностью. При вдыхании хлора в концентрациях более 30 ppm он вступает в реакцию с водой и клеточной жидкостью, образуя соляную кислоту (HCl) и хлорноватистую кислоту (HClO).
При использовании в определенных количествах для дезинфекции воды реакция хлора с водой не представляет серьезной проблемы для здоровья человека. Другие материалы, присутствующие в воде, могут образовывать побочные продукты дезинфекции, которые оказывают негативное воздействие на здоровье человека. [108] [109]
В Соединенных Штатах Управление по охране труда (OSHA) установило допустимый предел воздействия для элементарного хлора на уровне 1 ppm или 3 мг / м 3 . Национальный институт по охране труда и здоровья назначил рекомендуемый предел экспозиции 0,5 частей на миллион в течение 15 минут. [106]
В домашних условиях происходят несчастные случаи, когда растворы гипохлоритного отбеливателя вступают в контакт с некоторыми кислотными очистителями канализации с образованием газообразного хлора. [110] Гипохлоритный отбеливатель (популярная добавка для стирки ) в сочетании с аммиаком (еще одна популярная добавка для стирки) дает хлорамины , еще одну токсичную группу химических веществ. [111]
Растрескивание конструкционных материалов, вызванное хлором
Хлор широко используется для очистки воды, особенно питьевой воды и воды, используемой в плавательных бассейнах. Несколько катастрофических обрушений потолков плавательных бассейнов произошло в результате коррозионного растрескивания стержней подвески из нержавеющей стали, вызванного хлором . [112] Некоторые полимеры , в том числе ацеталь и полибутен, также чувствительны к атаке . Оба материала использовались в бытовом водопроводе с горячей и холодной водой, и коррозионное растрескивание под напряжением вызывало массовые отказы в США в 1980-х и 1990-х годах. [113]
Хлорно-железный огонь
Элемент железо может соединяться с хлором при высоких температурах в сильной экзотермической реакции, создавая хлорно-железный огонь . [114] [115] Хлорно-железные пожары представляют опасность на химических предприятиях, где большая часть трубопроводов, по которым проходит хлорсодержащий газ, сделана из стали. [114] [115]
Смотрите также
- Хлорный цикл
- Отравление газообразным хлором
- Промышленный газ
- Деградация полимера
- Восстановительное дехлорирование
Доступ к порталам связанные темы |
|
Узнайте больше о сестринских проектах Википедии |
|
Рекомендации
- ^ Хлор , газовая энциклопедия, Air Liquide
- ^ Магнитная восприимчивость элементов и неорганических соединений , в Lide, DR, ed. (2005). CRC Справочник по химии и физике (86-е изд.). Бока-Ратон (Флорида): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
- ^ Weast, Роберт (1984). CRC, Справочник по химии и физике . Бока-Ратон, Флорида: Издательство компании Chemical Rubber Company. стр. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
- ^ «Самая ранняя добыча соли в мире: разработка в эпоху раннего неолита в Пояна Слатиней-Лунка, Румыния» . Архивировано из оригинального 30 апреля 2011 года . Проверено 10 июля 2008 .
- ^ Краус, Пауль (1942–1943). Джабир ибн Хайян: Вклад в историю научных идей в исламе. I. Le corpus des écrits jâbiriens. II. Jâbir et la science grecque . Каир: Французский институт археологии Востока . ISBN 9783487091150. OCLC 468740510 .т. II, стр. 41–42; Multhauf, Роберт П. (1966). Истоки химии . Лондон: Олдборн. С. 141-142.
- ^ Multhauf 1966 , стр. 142, примечание 79.
- ^ Multhauf 1966 , стр. 160-163.
- ^ Карпенко, Владимир; Норрис, Джон А. (2002). «Купорос в истории химии» . Chemické listy . 96 (12): 997–1005.п. 1002.
- ^ a b c d Гринвуд и Эрншоу, стр. 789–92
- ^ Шееле, Карл Вильгельм (1774). "Om Brunsten, eller Magnesia, och dess Egenskaper" [О браунштейне [то есть пиролюзите, диоксиде марганца] или магнезии и его свойствах]. Kongliga Vetenskaps Academiens Handlingar [Труды Королевской научной академии] (на шведском языке). 35 : 89–116, 177–194. В разделе 6 на стр. 93–94 своей статьи Шееле описал, как образуется хлор при нагревании смеси соляной кислоты и диоксида марганца ( Brunsten ): «6) (a) På 1/2 uns fint rifven Brunsten slogs 1 uns ren Spiritus salis.… samt lukten fo̊rsvunnen ". (6) (a) На половину унции тонко измельченного Браунштейна [пиролюзита] была налита одна унция чистого spiritus salis [солевой спирт, хлористый водород]. После того как смесь стояла на холоде в течение часа, кислота приобрела темно-коричневый цвет. Одну часть этого раствора выливали в стакан, который ставили над огнем. Раствор издавал запах теплой царской водки, и через четверть часа он стал прозрачным и бесцветным, как вода, а запах исчез.) Английский перевод соответствующих отрывков этой статьи см .: The Early History хлора: документы Карла Вильгельма Шееле (1774 г.), К. Л. Бертолле (1785 г.), Гайтона де Морво (1787 г.), Дж. Л. Гей-Люссака и Л. Дж. Тенарда (1809 г.) (Эдинбург, Шотландия: Alembic Club, 1912), стр. 5– 10.
- ^ а б в г д «Хлор 17» . Elements.vanderkrogt.net. Архивировано из оригинала на 2010-01-23 . Проверено 12 сентября 2008 .
- ^ a b c d Гринвуд и Эрншоу, стр. 792–93.
- ^ Айде, Аарон Джон (1984). Развитие современной химии . Courier Dover Publications. п. 158. ISBN. 978-0-486-64235-2.
- ^ Недели, Мэри Эльвира (1932). «Открытие элементов. XVII. Семейство галогенов». Журнал химического образования . 9 (11): 1915. Bibcode : 1932JChEd ... 9.1915W . DOI : 10.1021 / ed009p1915 .
- ^ Гей-Люссак; Тенар (1809). «Extrait des mémoires lus à l'Institut national, depuis le 7 mars 1808 jusqu'au 27 février 1809» [Выдержки из воспоминаний, прочитанных в Национальном институте с 7 марта 1808 г. по 27 февраля 1809 г.]. Mémoires de Physique et de Chimie de la Société d'Arcueil . 2 : 295–358.См .: § Природа и свойства соляной кислоты и оксигенной кислоты (О природе и свойствах соляной кислоты и окисленной соляной кислоты), стр. 339–358. С стр. 357–358: «Мускулистый оксигенский газ без па, в эффекте, декомпозе… ком ун корпс композит». («На самом деле кислородсодержащая соляная кислота не разлагается древесным углем, и можно было бы предположить, исходя из этого факта и тех, которые сообщаются в этом Мемуаре, что этот газ представляет собой простое тело. Явления, которые он представляет, могут быть достаточно хорошо объяснены относительно этой гипотезы; мы не будем пытаться защищать ее, однако, поскольку нам кажется, что они все еще лучше объясняются, рассматривая насыщенную кислородом соляную кислоту как составное тело. ") Полный английский перевод этого раздела см .: Joseph Louis Гей-Люссак и Луи Жак Тенар, «О природе и свойствах соляной кислоты и оксигенированной соляной кислоты» (Lemoyne College, Сиракузы, Нью-Йорк, США)
- ^ Дэви, Хамфри (1811). «Бейкерская лекция. О некоторых комбинациях оксимуриатного газа и кислорода и о химической связи этих принципов с легковоспламеняющимися телами» . Философские труды Лондонского королевского общества . 101 : 1–35. Bibcode : 1811RSPT..101 .... 1D . DOI : 10,1098 / rstl.1811.0001 .Дэви назвал хлор на стр. 32: «Посоветовавшись с некоторыми из самых выдающихся философов-химиков в этой стране, было сочтено наиболее подходящим предложить название, основанное на одном из его очевидных и характерных свойств - его цвете, и назвать его Хлором , или Хлорным газом *. * От χλωρος. "
- ^ Schweigger, ЗАО (1811 г.). «Nachschreiben des Herausgebers, die neue Nomenclatur Betreffend» [Постскриптум редактора относительно новой номенклатуры]. Journal für Chemie und Physik (на немецком языке). 3 (2): 249–255.На стр. 251, Швейгер предложил слово "Галоген": "Человек Мудрец dafür Либер мит Рихтер Wortbildung Галоген (да Schon в дер Mineralogie Дурхом Вернера Dieses Wort Nicht fremd IST-Geschlecht Халит) фон αλς Salz унд дем ALTEN γενειν (dorisch γενεν) Свидетелей ." (Вместо этого следует сказать, с правильной морфологией, «галоген» (это слово не является странным, поскольку [оно] уже в минералогии через «галитовые» разновидности Вернера) от αλς [als] «соль» и старого γενειν [генеин] (дорический γενεν) "порождать".)
- ^ В 1826 г. Берцелиус ввел термины Saltbildare (соль-формирователи) и корпуса Halogenia (соль решений вещества) для хлора элементов, йод и фтор. Видеть: Берцелиус, Якоб (1826). Årsberättelser om Framstegen i Physik och Chemie [ Годовой отчет о достижениях в области физики и химии ] (на шведском языке). 6 . Стокгольм, Швеция: PA Norstedt & Söner. п. 187.С п. 187: "De förre af dessa, d. Ä. De electronegativa , dela sig i tre klasser: 1) den första innehåller kroppar, som förenade med de electropositiva, omedelbart frambringa salter, hvilka jag derföbildör kalliaar Salter. афхлор, йод и фтор *) ". (Первые из них [т. Е. Элементы], т. Е. Электроотрицательные [элементы], делятся на три класса: 1) Первый включает вещества, которые [когда] соединяются с электроположительными [элементами], немедленно образуют соли, и которые я поэтому называют «солеобразователи» (солеобразующие вещества). Это хлор, йод и фтор *).)
- ^ Snelders, HAM (1971). "АО Швейггер: его романтизм и его кристаллическая электрическая теория материи". Исида . 62 (3): 328–338. DOI : 10.1086 / 350763 . JSTOR 229946 . S2CID 170337569 .
- ^ Фарадей, М. (1823). «О жидком хлоре» . Философские труды Лондонского королевского общества . 113 : 160–164. Bibcode : 1823RSPT..113..160F . DOI : 10,1098 / rstl.1823.0016 .
- ^ Чодос, Алан (ред.). «Этот месяц в истории физики 4 сентября 1821 г. и 29 августа 1831 г.: Фарадей и электромагнетизм» . Американское физическое общество. Архивировано из оригинального 15 июня 2010 года . Проверено 8 мая 2010 .
- ^ О'Коннор Джей Джей; Робертсон Э. Ф. «Майкл Фарадей» . Школа математики и статистики Университета Сент-Эндрюс, Шотландия . Архивировано из оригинала на 2010-02-20 . Проверено 8 мая 2010 .
- ^ а б «Отбеливание» . Британская энциклопедия (9-е издание (1875 г.) и 10-е издание (1902 г.) изд.). Архивировано из оригинала на 2012-05-24 . Проверено 2 мая 2012 .
- ^ Аспин, Крис (1981). Хлопковая промышленность . Shire Publications Ltd. стр. 24 . ISBN 978-0-85263-545-2.
- ^ Пол Мэй. «Отбеливатель (гипохлорит натрия)» . Бристольский университет. Архивировано 13 декабря 2016 года . Проверено 13 декабря +2016 .
- ^ a b c Гринвуд и Эрншоу, стр. 798
- ^ Альмквист, Эббе (2003). История промышленных газов . Springer Science & Business Media. п. 220. ISBN 978-0-306-47277-0.
- ^ а б Буве, Морис (1950). «Les Grands Pharmaceuticals: Labarraque (1777–1850)» [Великие фармацевты: Labarraque (1777–1850)]. Revue d'Histoire de la Pharmacie (на французском языке). 38 (128): 97–107. DOI : 10.3406 / pharm.1950.8662 .
- ^ «Хлор - История» (PDF) . Архивировано из оригинального (PDF) 21 февраля 2007 года . Проверено 10 июля 2008 .
- ^ «Вооружение: использование баллонов с хлором в Первой мировой войне» . historynet.com. 2006-06-12. Архивировано 2 июля 2008 года . Проверено 10 июля 2008 .
- ^ Персонал (29 июля 2004 г.). «На Западном фронте, Ипр, 1915 год» . Канада по делам ветеранов. Архивировано из оригинала 6 декабря 2008 года . Проверено 8 апреля 2008 .
- ^ Лефебюр, Виктор; Уилсон, Генри (2004). Загадка Рейна: химическая стратегия в условиях мира и войны . Kessinger Publishing. ISBN 978-1-4179-3546-8.
- ^ a b c d e f g h Гринвуд и Эрншоу, стр. 800–4.
- ^ a b c Гринвуд и Эрншоу, стр. 804–09.
- ^ Кэмерон, AGW (1973). «Изобилие элементов в Солнечной системе» (PDF) . Обзоры космической науки . 15 (1): 121–46. Bibcode : 1973SSRv ... 15..121C . DOI : 10.1007 / BF00172440 . S2CID 120201972 . Архивировано из оригинального (PDF) 21.10.2011.
- ^ Ауди, Жорж; Берсильон, Оливье; Blachot, Жан; Wapstra, Aaldert Hendrik (2003), " Оценка ядерных свойств и свойств распада N UBASE " , Nuclear Physics A , 729 : 3–128, Bibcode : 2003NuPhA.729 .... 3A , doi : 10.1016 / j.nuclphysa.2003.11 0,001
- ^ М. Зреда; и другие. (1991). «Интенсивность образования космогенного хлора-36 в земных породах». Письма о Земле и планетологии . 105 (1–3): 94–109. Bibcode : 1991E и PSL.105 ... 94Z . DOI : 10.1016 / 0012-821X (91) 90123-Y .
- ^ М. Шеппард и М. Ирод (2012). «Изменение фоновых концентраций и удельной активности радионуклидов серии 36Cl, 129I и U / Th в поверхностных водах». Журнал экологической радиоактивности . 106 : 27–34. DOI : 10.1016 / j.jenvrad.2011.10.015 . PMID 22304997 .
- ^ a b c d Гринвуд и Эрншоу, стр. 853–56.
- ^ a b c Гринвуд и Эрншоу, стр. 809–12.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 812-16
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 818-19
- ^ a b c Гринвуд и Эрншоу, стр. 821–44.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 842-44
- ^ a b c d Гринвуд и Эрншоу, стр. 824–8.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 835-42
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 828-31
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 832-35
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 875-80
- ^ a b c d e f g h Гринвуд и Эрншоу, стр. 844–50.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 883-5
- ^ a b Гринвуд и Эрншоу, стр. 856–70
- ^ а б в М. Россберг и др. «Хлорированные углеводороды» в Энциклопедии промышленной химии Ульмана, 2006 г., Wiley-VCH, Weinheim. DOI : 10.1002 / 14356007.a06_233.pub2
- ^ а б Гордон В. Гриббл (1998). «Природные галогенорганические соединения». В соотв. Chem. Res. 31 (3): 141–52. DOI : 10.1021 / ar9701777 .
- ^ Гордон В. Гриббл (1999). «Разнообразие встречающихся в природе броморганических соединений». Обзоры химического общества . 28 (5): 335–46. DOI : 10.1039 / a900201d .
- ^ Кьельд К. Энгвильд (1986). «Хлорсодержащие природные соединения высших растений». Фитохимия . 25 (4): 7891–791. DOI : 10.1016 / 0031-9422 (86) 80002-4 .
- ^ Гриббл, GW (1994). «Натуральное производство хлорированных соединений». Экологическая наука и технологии . 28 (7): 310A – 319A. Bibcode : 1994EnST ... 28..310G . DOI : 10.1021 / es00056a712 . PMID 22662801 .
- ^ Гриббл, GW (1996). «Встречающиеся в природе галогенорганические соединения - всесторонний обзор». Прогресс в химии органических натуральных продуктов . 68 (10): 1–423. DOI : 10.1021 / np50088a001 . PMID 8795309 .
- ↑ Заявление об общественном здравоохранении - Хлорметан, архивировано 27сентября2007 г. в Wayback Machine , Центры по контролю за заболеваниями , Агентство по токсическим веществам и реестру заболеваний.
- ^ Connell, D .; и другие. (1999). Введение в экотоксикологию . Blackwell Science. п. 68. ISBN 978-0-632-03852-7.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 795
- ^ Холлеман, Арнольд Фредерик; Виберг, Эгон (2001), Виберг, Нильс (ред.), Неорганическая химия , перевод Иглсона, Мэри; Брюэр, Уильям, Сан-Диего / Берлин: Academic Press / De Gruyter, p. 408, ISBN 0-12-352651-5
- ^ «Процесс ячейки диафрагмы» . Евро Хлор. Архивировано из оригинала на 2011-11-11 . Проверено 15 августа 2007 .
- ^ «Мембранный клеточный процесс» . Евро Хлор. Архивировано из оригинала на 2011-11-11 . Проверено 15 августа 2007 .
- ^ Шмиттингер, Питер и др. (2006) «Хлор» в Энциклопедии промышленной химии Ульмана , Wiley-VCH Verlag GmbH & Co., doi : 10.1002 / 14356007.a06_399.pub2
- ^ a b c Гринвуд и Эрншоу, стр. 796–800.
- Перейти ↑ Greenwood 1997 , p. 798.
- Перейти ↑ Greenwood 1997 , p. 793.
- ^ а б Хофер, Жан Кретьен Фердинанд (ред.). "Лабаррак, Антуан-Жермен". Nouvelle biographie universelle . 28 . С. 323–24. ПР 24229911М .
- ^ а б Найт, Чарльз (1867). Искусство и наука . 1 . Bradbury, Evans & Co. стр. 427.
- ^ Гедеон, Андрас (2006). Наука и технологии в медицине . Springer. С. 181–82. ISBN 978-0-387-27874-2. Архивировано 31 декабря 2015 года.
- ^ Лабаррак, Антуан Жермен (1828). О дезинфицирующих свойствах препаратов хлора Лабаррака . Перевод Джеймса Скотта. п. 8. Архивировано 31 декабря 2015 года.
- ^ Скотт, Джеймс (пер.). О дезинфицирующих свойствах препаратов хлора Labarraque. Архивировано 31 декабря 2015 г. на Wayback Machine (С. Хайли, 1828 г.), получено 1 ноября 2011 г.
- ^ Корбин, Ален (1988). Фол и аромат: запах и французское социальное воображение. Архивировано 31 декабря 2015 года в Wayback Machine . Издательство Гарвардского университета. С. 121–22.
- ^ Льюис, Кеннет А. (2010). «Глава 9 Гипохлорирование - гипохлорит натрия» (PDF) . Справочник Уайта по хлорированию и альтернативным дезинфицирующим средствам . Хобокен, Нью-Джерси: Уайли. п. 452. DOI : 10.1002 / 9780470561331.ch9 . ISBN 978-0-470-56133-1.[ постоянная мертвая ссылка ]
- ^ a b Винтен-Йохансен, Питер, Ховард Броуди, Найджел Панет, Стивен Рахман и Майкл Рип. (2003). Холера, хлороформ и медицина . Нью-Йорк: Оксфордский университет.
- ^ Хемфилл, Сандра. (2007). Странный случай с Broad Street Pump: Джон Сноу и тайна холеры . Лос-Анджелес: Калифорнийский университет
- ^ Джонсон, Стивен . (2006). Карта-призрак: история самой ужасающей эпидемии Лондона и того, как она изменила науку, города и современный мир . Нью-Йорк: Riverhead Books
- ^ «Хлорная история» . американская химия. Архивировано 29 апреля 2011 года . Проверено 10 июля 2008 .CS1 maint: bot: исходный статус URL неизвестен ( ссылка )
- ^ Резаят, Ц .; Widmann, WD; Харди, Массачусетс (2006). «Генри Дрисдейл Дакин: больше, чем его решение». Текущая хирургия . 63 (3): 194–96. DOI : 10.1016 / j.cursur.2006.04.009 . PMID 16757372 .
- ^ Иосиф Cotruvo, Виктор Kimm, Arden Калверт. «Питьевая вода: полвека прогресса». Ассоциация выпускников EPA. 1 марта 2016 г.
- ^ Хаммонд, CR (2000). Элементы в Справочнике по химии и физике (81-е изд.). CRC Press. ISBN 978-0-8493-0481-1.
- ^ Коски Т.А.; Стюарт LS; Ортенцио Л. Ф. (1966). «Сравнение хлора, брома, йода как дезинфицирующих средств для воды в плавательных бассейнах» . Прикладная микробиология . 14 (2): 276–79. DOI : 10,1128 / AEM.14.2.276-279.1966 . PMC 546668 . PMID 4959984 .
- ^ «Дезинфекция хлорамином» . Центры по контролю и профилактике заболеваний (CDC) . Атланта, Джорджия, США. Архивировано 20 января 2019 года . Проверено 20 января 2019 .
- Перейти ↑ Greenwood 1997 , p. 860.
- ^ Wiberg 2001 , стр. 411.
- ^ "Битва при Ипре" Канадская энциклопедия
- ^ Эвертс, Сара (23 февраля 2015 г.). «Когда химические вещества стали оружием войны» . Новости химии и машиностроения . 93 (8). Архивировано 30 марта 2016 года.
- ^ Смил, Вацлав (2004-04-01). Обогащая Землю: Фриц Габер, Карл Бош и трансформация мирового производства продуктов питания . п. 226. ISBN. 978-0-262-69313-4. Архивировано 31 декабря 2015 года.
- ^ «Оружие войны: ядовитый газ» . Первая мировая война. Com. Архивировано 21 августа 2007 года . Проверено 12 августа 2007 .
- ^ Махди, Басим (17 марта 2007 г.). «Газовая атака Ирака делает сотни людей больными» . CNN. Архивировано 17 марта 2007 года . Проверено 17 марта 2007 .
- ^ « „ Хлору бомба“поражает деревню в Ираке» . BBC News . 2007-05-17. Архивировано из оригинала на 2007-05-26 . Проверено 17 мая 2007 .
- ^ «Лабораторный отчет по использованию газообразного хлора» (PDF) . Совет Безопасности Курдистана. 14 марта 2015 г.
- ^ Гладстон, Рик (13.02.2017). «Сирия систематически использовала хлорные бомбы в Алеппо, говорится в докладе» . Нью-Йорк Таймс . Архивировано 15 мая 2017 года . Проверено 10 мая 2017 .
- ^ «Сирийские силы« сбрасывают хлорку »на Алеппо» . BBC News . 2016-09-07. Архивировано 13 мая 2017 года . Проверено 10 мая 2017 .
- ^ «Игнорируя ООН, Россия и Асад продолжают сирийское химическое оружие и бомбардировки, признанные военными преступлениями» . 2017-03-06. Архивировано 25 апреля 2017 года . Проверено 11 мая 2017 .
- ^ «Тест уровня хлоридов в крови (сыворотке)» . Архивировано из оригинального 31 марта 2009 года . Проверено 30 апреля 2010 года .
- ^ Лави, CJ; Крокер, Э. Ф.; Ключ, кДж; Фергюсон, Т.Г. (октябрь 1986 г.). «Выраженный гипохлоремический метаболический алкалоз с выраженной компенсаторной гиповентиляцией». Юг. Med. Дж . 79 (10): 1296–99. DOI : 10.1097 / 00007611-198610000-00025 . PMID 3764530 .
- ^ Левитин, Н; Бранском, Вт; Эпштейн, FH (декабрь 1958 г.). «Патогенез гипохлоремии при респираторном ацидозе» . J. Clin. Инвестируйте . 37 (12): 1667–75. DOI : 10.1172 / JCI103758 . PMC 1062852 . PMID 13611033 .
- ^ Cambier, C; Детри, Б; Beerens, D; и другие. (Октябрь 1998 г.). «Влияние гиперхлоремии на связывание кислорода в крови у здоровых телят». J. Appl. Physiol . 85 (4): 1267–72. DOI : 10.1152 / jappl.1998.85.4.1267 . PMID 9760315 .
- ^ «Хлор 295132» .
- ^ «МСДС - 295132» .
- ^ «Факты о хлоре» . www.bt.cdc.gov . Архивировано 23 апреля 2016 года . Проверено 12 апреля 2016 .CS1 maint: bot: исходный статус URL неизвестен ( ссылка )
- ^ «Паспорт безопасности хлора» (PDF) . 1997-10-23. Архивировано из оригинального (PDF) 26 сентября 2007 года.
- ^ Управление реагирования и восстановления NOAA, Правительство США. «Хлор» . noaa.gov . Архивировано 15 октября 2015 года . Проверено 25 августа 2015 года .
- ^ а б Карманный справочник NIOSH по химической опасности. «# 0115» . Национальный институт охраны труда и здоровья (NIOSH).
- ^ Уиндер, Крис (2001). «Токсикология хлора». Экологические исследования . 85 (2): 105–14. Bibcode : 2001ER ..... 85..105W . DOI : 10.1006 / enrs.2000.4110 . PMID 11161660 .
- ^ «Что в вашей воде ?: Дезинфицирующие средства создают токсичные побочные продукты» . Новости ACES . Колледж сельскохозяйственных, потребительских и экологических наук - Иллинойский университет в Урбана-Шампейн. 31 марта 2009 г. Архивировано 3 сентября 2014 года . Проверено 31 марта 2009 .
- ^ Richardson, Susan D .; Plewa, Майкл Дж .; Вагнер, Элизабет Д .; Шони, Рита; ДеМарини, Дэвид М. (2007). «Возникновение, генотоксичность и канцерогенность регулируемых и возникающих побочных продуктов дезинфекции в питьевой воде: обзор и дорожная карта для исследований». Мутационные исследования / Обзоры в Мутационных исследованиях . 636 (1–3): 178–242. DOI : 10.1016 / j.mrrev.2007.09.001 . PMID 17980649 .
- ^ Березов Алексей. «Почему никогда не следует смешивать разные очистители слива» . Forbes . Архивировано 25 апреля 2016 года . Проверено 12 апреля 2016 .
- ^ «Опасности смешивания отбеливателей: Департамент здравоохранения штата Вашингтон» . www.doh.wa.gov . Архивировано 14 апреля 2016 года . Проверено 12 апреля 2016 .
- ^ Бертолини, Лука; Эльзенер, Бернхард; Педеферри, Пьетро; Полдер, Роб Б. (2004). Коррозия стали в бетоне: профилактика, диагностика, ремонт . Wiley-VCH. п. 148. ISBN 978-3-527-30800-2.
- ^ Льюис, PR (1 января 2000 г.). Отказ полимерного продукта . iSmithers Rapra Publishing. С. 19–. ISBN 978-1-85957-192-7. Архивировано 10 мая 2013 года . Проверено 30 апреля 2011 .
- ^ а б «Хлор: техническое описание продукта» (PDF) . Bayer MaterialScience AG. 2008-04-21. Архивировано из оригинального (PDF) 15 сентября 2012 года . Проверено 17 декабря 2013 .
- ^ а б Сандерс, Рой Э. (2004). Безопасность химических процессов: изучение историй болезни, 3-е пересмотренное издание . Оксфорд: Elsevier Science & Technology. п. 92. ISBN 978-0-7506-7749-3.
Заметки
- ^ ван Гельмонт, Иоаннис Баптиста (1682). Opera omnia [Все работы] (на латыни). Франкфурт-на-Майне (Германия): Иоганн Юст Эритропель.Из "Complexionum atque mistionum elementium figmentum". (Образование комбинаций и смесей элементов), §37, с. 105: "Accipe salis petrae, vitrioli, & alumnis partes aequas: exsiccato singula, & connexis simul, distilla aquam. Quae nil aliud est, quam merum sal volatile. Hujus accipe uncias quatuor, salis armeniaci unciam junge, in forti vitro," per caementum (ex cera, colophonia, & vitri pulverre), calidissime affusum, firmato; mox, etiam in frigore, Gas excitatur, & vas, utut forte, disilit cum fragore ». (Возьмите равные части селитры [т. Е. Нитрата натрия], купороса [т. Е. Концентрированной серной кислоты] и квасцов: высушите каждую и объедините одновременно; отгоните воду [т. Е. Жидкость]. Этот [дистиллят] не что иное, как чистый летучая соль [например, нитровый спирт, азотная кислота]. Возьмите четыре унции этой [а именно азотной кислоты], добавьте одну унцию армянской соли [например, хлорида аммония], [поместите ее] в прочный стеклянный перегонный куб, запечатанный цементом. ([сделанный] из воска, канифоли и стеклянного порошка) [который был] разлит очень горячим; вскоре даже на холоде возбуждается газ, и сосуд, каким бы сильным он ни был, разрывается на осколки.) Из "De Flatibus" (О газах), стр. 408 : «Sal armeniacus enim, & aqua chrysulca, quae singula per se distillari, Possunt, & Pati calorem: sin autem jungantur, & intepescant, non possible non, quin statim in Gas sylvestre, sive incoercibilem flatum transmutentur». (Истинно армянская соль [т.е. хлорид аммония] и азотная кислота, каждая из которых может быть перегружена сама по себе и подвергнута нагреванию; но если, с другой стороны, они объединяются и становятся теплыми, их нельзя не сразу превратить в углекислый газ [примечание: определение газа ван Гельмонтом ошибочно] или неконденсируемый газ.)
См. также:- Гельмонт, Йоханнес (Джоан) Баптиста Ван, Encyclopedia.Com : «Другими были газообразный хлор, полученный в результате реакции азотной кислоты и нашатырного спирта;…»
- Висняк, Хайме (2009) «Карл Вильгельм Шееле», Revista CENIC Ciencias Químicas , 40 (3): 165–173; см. стр. 168: «В начале семнадцатого века Иоганн Батист ван Гельмонт (1579-1644) упоминал, что при смешивании сальмарина (хлорида натрия) или саламмиака и аквахрисулки (азотной кислоты) образовывались несгораемые газы (неконденсирующийся газ). эволюционировал ".
Библиография
- Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN 978-0-08-037941-8.
Внешние ссылки
- Хлор в Периодической таблице видео (Ноттингемский университет)
- Агентство по регистрации токсичных веществ и заболеваний : Хлор
- Электролитическое производство
- Производство и сжижение хлора
- Производство хлора с использованием ртути, экологические соображения и альтернативы
- Национальный кадастр загрязнителей - Хлор
- Национальный институт охраны труда и здоровья - Страница хлора
- Институт хлора - торговая ассоциация, представляющая хлорную промышленность
- Chlorine Online - веб-портал Eurochlor - бизнес-ассоциации европейской хлорно-щелочной промышленности.
- . Британская энциклопедия . 6 (11-е изд.). 1911. С. 254–56.