Chlor pravděpodobně získávali alchymisté, ale jeho objev a první výzkum je nerozlučně spjat se jménem slavného švédského chemika Carla Wilhelma Scheeleho. Scheele objevil pět chemických prvků – baryum a mangan (spolu s Johanem Hahnem), molybden, wolfram, chlor a nezávisle na dalších chemicích (byť později) – další tři: kyslík, vodík a dusík. Tento úspěch nemohl následně žádný chemik zopakovat. Ve stejné době byl Scheele, již zvolený za člena Královské švédské akademie věd, prostým lékárníkem v Köpingu, i když mohl zaujmout čestnější a prestižnější místo. Sám Fridrich II. Veliký, pruský král, mu nabídl místo profesora chemie na univerzitě v Berlíně. Scheele odmítl takové lákavé nabídky a řekl: „Nemohu jíst víc, než potřebuji, a to, co si vydělám tady v Köpingu, mi k jídlu stačí.“
Četné sloučeniny chloru byly známy samozřejmě dávno před Scheelem. Tento prvek je součástí mnoha solí, včetně té nejznámější – kuchyňské soli. V roce 1774 Scheele izoloval chlor ve volné formě zahřátím černého minerálního pyrolusitu s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Chemici zprvu považovali chlor nikoli za prvek, ale za chemickou sloučeninu neznámého prvku muria (z latinského muria - solanka) s kyslíkem. Věřilo se, že kyselina chlorovodíková (říkalo se jí kyselina muricová) obsahuje chemicky vázaný kyslík. „Svědčila“ o tom zejména tato skutečnost: když roztok chloru stál na světle, uvolňoval se z něj kyslík a v roztoku zůstala kyselina chlorovodíková. Četné pokusy „vytrhnout“ kyslík z chlóru však nikam nevedly. Takže se to nikomu nepodařilo získat oxid uhličitý, ohřev chlóru uhlím (které při vysokých teplotách „odebírá“ kyslík mnoha sloučeninám, které jej obsahují). V důsledku podobných experimentů, které provedli Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac a Louis Jacques Thenard, vyšlo najevo, že chlór neobsahuje kyslík a je to jednoduchá látka. Ke stejnému závěru vedly experimenty Gay-Lussaca, který analyzoval kvantitativní poměr plynů při reakci chloru s vodíkem.
V roce 1811 Davy navrhl pro nový prvek název „chlorin“ – z řečtiny. "chloros" - žlutozelená. Přesně takovou barvu má chlór. Stejný kořen je ve slově „chlorofyl“ (z řeckého „chloros“ a „phyllon“ - list). O rok později Gay-Lussac „zkrátil“ název na „chlór“. Ale přesto Britové (a Američané) tento prvek nazývají „chlór“, zatímco Francouzi mu říkají chlor. Zkrácený název přijali i Němci, „zákonodárci“ chemie téměř po celé 19. století. (v němčině chlor je Chlor). V roce 1811 navrhl německý fyzik Johann Schweiger název „halogen“ pro chlór (z řeckého „hals“ – sůl a „gennao“ – porodit). Následně byl tento termín přiřazen nejen chloru, ale také všem jeho analogům v sedmé skupině - fluoru, bromu, jódu, astatu.
Zajímavá je demonstrace spalování vodíku v chlórové atmosféře: občas během experimentu dojde k neobvyklému jevu vedlejší účinek: Ozývá se bzučení. Nejčastěji plamen hučí, když je tenká trubička, kterou je přiváděn vodík, spuštěna do kuželovité nádoby naplněné chlórem; totéž platí pro kulové baňky, ale ve válcích plamen obvykle nehučí. Tento jev se nazýval „zpívající plamen“.
Ve vodném roztoku chlor částečně a spíše pomalu reaguje s vodou; při 25 °C, rovnováha: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl se ustaví během dvou dnů. Kyselina chlorná se na světle rozkládá: HClO ® HCl + O. Právě atomárnímu kyslíku se připisuje bělicí účinek (tuto schopnost absolutně suchý chlór nemá).
Chlor ve svých sloučeninách může vykazovat všechny oxidační stavy – od –1 do +7. S kyslíkem tvoří chlor řadu oxidů, všechny v čisté formě jsou nestabilní a výbušné: Cl 2 O - žlutooranžový plyn, ClO 2 - žlutý plyn (pod 9,7 o C - jasně červená kapalina), chloristan Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, světle žlutá kapalina), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, jasně červená kapalina), Cl 2 O 7 – bezbarvá, velmi výbušná kapalina. Při nízkých teplotách byly získány nestabilní oxidy Cl 2 O 3 a ClO 3. Oxid ClO 2 se vyrábí v průmyslovém měřítku a používá se místo chlóru k bělení a dezinfekci buničiny pitná voda a odpadních vod. S jinými halogeny tvoří chlor řadu tzv. interhalogenových sloučenin, například ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Chlór a jeho sloučeniny s kladným oxidačním stavem jsou silná oxidační činidla. V roce 1822 získal německý chemik Leopold Gmelin červenou sůl ze žluté krevní soli oxidací chlorem: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Chlór snadno oxiduje bromidy a chloridy, přičemž uvolňuje brom a jód ve volné formě.
Chlor v různých oxidačních stavech tvoří řadu kyselin: HCl - chlorovodíková (soli - chloridy), HClO - chlorná (soli - chlornany), HClO 2 - chlorná (soli - chloritany), HClO 3 - chlorná (soli - chlorečnany) , HClO 4 – chlór (soli – chloristany). Z kyslíkatých kyselin je stabilní pouze kyselina chloristá v čisté formě. Ze solí kyslíkatých kyselin praktická aplikace mají chlornany, chloritan sodný NaClO 2 - pro bělení tkanin, pro výrobu kompaktních pyrotechnických zdrojů kyslíku ("kyslíkové svíčky"), chlorečnany draselné (sůl Bertolometa), vápník a hořčík (pro hubení škůdců zemědělství, jako složky pyrotechnických složek a výbušnin, při výrobě zápalek), chloristany - složky výbušnin a pyrotechnických složek; Chloristan amonný je součástí pevných raketových paliv.
Chlór reaguje s mnoha organickými sloučeninami. Rychle se váže na nenasycené sloučeniny s dvojnými a trojnými vazbami uhlík-uhlík (reakce s acetylenem probíhá explozivně) a na světle na benzen. Za určitých podmínek může chlor nahradit atomy vodíku v organických sloučeninách: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Tato reakce hrála významnou roli v historii organické chemie. Ve 40. letech 19. století francouzský chemik Jean Baptiste Dumas objevil, že když chlor reaguje s kyselinou octovou, reakce probíhá s úžasnou lehkostí.
CH3COOH + Cl2® CH2CICOOH + HCl. Při přebytku chloru vzniká kyselina trichloroctová CCl 3 COOH. Mnoho chemiků však bylo k Dumasově práci nedůvěřivé. Podle tehdy všeobecně přijímané Berzeliovy teorie totiž kladně nabité atomy vodíku nemohly být nahrazeny záporně nabitými atomy chloru. Tento názor v té době zastávalo mnoho vynikajících chemiků, mezi něž patřili Friedrich Wöhler, Justus Liebig a samozřejmě sám Berzelius.
K zesměšnění Dumase předal Wöhler svému příteli Liebigovi jménem jistého S. Windlera (Schwindler - německy podvodník) článek o nové úspěšné aplikaci reakce, kterou údajně objevil Dumas. Wöhler v článku se zjevným výsměchem psal o tom, jak v octanu manganatém Mn(CH 3 COO) 2 bylo možné nahradit všechny prvky podle jejich mocenství chlorem, čímž vznikla žlutá krystalická látka sestávající pouze z chloru. Dále bylo řečeno, že v Anglii postupným nahrazováním všech atomů v organických sloučeninách atomy chloru se běžné látky přeměňují na chlór a že si zároveň věci zachovávají své vzhled. V poznámce pod čarou bylo uvedeno, že londýnské obchody prodávaly čilý obchod s materiálem obsahujícím pouze chlór, protože tento materiál byl velmi dobrý na noční čepice a teplé spodky.
Reakce chloru s organickými sloučeninami vede ke vzniku mnoha organochlorových produktů, mezi které patří široce používaná rozpouštědla methylenchlorid CH 2 Cl 2, chloroform CHCl 3, chlorid uhličitý CCl 4, trichlorethylen CHCl=CCl 2, tetrachlorethylen C 2 Cl 4 . V přítomnosti vlhkosti chlór odbarvuje zelené listy rostlin a mnoho barviv. To bylo používáno již v 18. století. pro bělení tkanin.
Chlór jako jedovatý plyn.
Scheele, který dostal chlór, zaznamenal velmi nepříjemný silný zápach, potíže s dýcháním a kašel. Jak jsme později zjistili, člověk cítí chlór, i když jeden litr vzduchu obsahuje jen 0,005 mg tohoto plynu a přitom již působí dráždivě na dýchací cesty, ničí buňky sliznice dýchacích cest. traktu a plic. Koncentrace 0,012 mg/l je obtížně tolerovatelná; překročí-li koncentrace chloru 0,1 mg/l, stává se život ohrožujícím: dýchání se zrychluje, stává se křečovitým a pak se stává stále vzácnějším a po 5–25 minutách se dýchání zastaví. Maximální přípustná koncentrace v ovzduší průmyslových podniků je 0,001 mg/l a ve vzduchu obytných oblastí - 0,00003 mg/l.
Petrohradský akademik Tovij Egorovič Lovitz při opakování Scheeleho experimentu v roce 1790 omylem vypustil do ovzduší značné množství chlóru. Po jeho vdechnutí ztratil vědomí a upadl, poté osm dní trpěl nesnesitelnou bolestí na hrudi. Naštěstí se vzpamatoval. Slavný anglický chemik Davy málem zemřel na otravu chlórem. Experimenty i s malým množstvím chlóru jsou nebezpečné, protože mohou způsobit vážné poškození plic. Říká se, že německý chemik Egon Wiberg začal jednu ze svých přednášek o chlóru slovy: „Chlor je jedovatý plyn. Pokud se během příští demonstrace otrávím, vezměte mě prosím ven čerstvý vzduch. Ale bohužel bude muset být přednáška přerušena.“ Pokud vypustíte do vzduchu hodně chlóru, stane se z toho skutečná katastrofa. To zažily anglo-francouzské jednotky během první světové války. Ráno 22. dubna 1915 se německé velení rozhodlo provést první plynový útok v historii válek: když vítr zavál směrem k nepříteli, na malém šestikilometrovém úseku fronty u belgického města Ypres. Současně byly otevřeny ventily 5 730 lahví, z nichž každá obsahovala 30 kg kapalného chlóru. Během 5 minut se vytvořil obrovský žlutozelený mrak, který se pomalu vzdaloval od německých zákopů směrem ke spojencům. Angličtí a francouzští vojáci byli zcela bezbranní. Plyn pronikl škvírami do všech krytů, nebylo z něj úniku: vždyť plynová maska ještě nebyla vynalezena. V důsledku toho bylo otráveno 15 tisíc lidí, z toho 5 tisíc k smrti. O měsíc později, 31. května, zopakovali Němci plynový útok na východní frontě – proti ruským jednotkám. Stalo se tak v Polsku u města Bolimova. Na 12 km frontě se z 12 tisíc válců uvolnilo 264 tun směsi chlóru a mnohem toxičtějšího fosgenu (chloridu kyseliny). kyselina uhličitá COCl2). Carské velení vědělo o tom, co se stalo v Ypres, a přesto ruští vojáci neměli žádné obranné prostředky! V důsledku plynového útoku činily ztráty 9 146 lidí, z toho pouze 108 v důsledku ostřelování z pušek a dělostřelectva, zbytek byl otráven. Téměř okamžitě přitom zemřelo 1183 lidí.
Brzy chemici ukázali, jak uniknout z chlóru: musíte dýchat přes gázový obvaz namočený v roztoku thiosíranu sodného (tato látka se používá ve fotografii, často se nazývá hyposulfit). Chlór velmi rychle reaguje s roztokem thiosíranu a oxiduje jej:
Na2S203 + 4Cl2 + 5H20® 2H2S04 + 2NaCl + 6HCl. Kyselina sírová samozřejmě také není neškodná látka, ale její zředěný vodný roztok je mnohem méně nebezpečný než jedovatý chlór. Proto v těchto letech měl thiosíran jiný název - „antichlor“, ale první thiosulfátové plynové masky nebyly příliš účinné.
V roce 1916 ruský chemik a budoucí akademik Nikolaj Dmitrijevič Zelinskij vynalezl skutečně účinnou plynovou masku, ve které byly toxické látky zadržovány vrstvou aktivního uhlí. Takové uhlí s velmi vyvinutým povrchem by mohlo zadržet podstatně více chlóru než gáza napuštěná hyposiřičitanem. Naštěstí zůstaly „útoky chlórem“ pouze tragickou epizodou v historii. Po světové válce zbyly chloru jen mírové profese.
Použití chlóru.
Každý rok se celosvětově vyprodukuje obrovské množství chlóru – desítky milionů tun. Pouze v USA do konce 20. století. Ročně bylo elektrolýzou vyrobeno asi 12 milionů tun chloru (10. místo mezi chemickou výrobou). Převážná část (až 50 %) se spotřebuje na chloraci organických sloučenin – na výrobu rozpouštědel, syntetického kaučuku, polyvinylchloridu a dalších plastů, chloroprenového kaučuku, pesticidů, léky, mnoho dalších potřebných a zdravé produkty. Zbytek se spotřebuje na syntézu anorganických chloridů, v papírenském průmyslu na bělení buničiny a na čištění vody. Chlor se v hutním průmyslu používá v relativně malých množstvích. S jeho pomocí se získávají velmi čisté kovy - titan, cín, tantal, niob. Spalováním vodíku v chloru se získává chlorovodík a z něj kyselina chlorovodíková. Chlor se také používá k výrobě bělidel (chlornany, bělidla) a dezinfekci vody chlorací.
Ilya Leenson
· Izotopové složení · Fyzikální a chemické vlastnosti · Chemické vlastnosti · Metody přípravy · Skladování chlóru · Normy kvality chloru · Použití · Biologická úloha · Toxicita · Literatura · Související články · Komentáře · Poznámky · Oficiální stránky ·
Chlór se používá v mnoha průmyslových odvětvích, vědě a domácích potřebách:
Hlavní složkou bělidel je voda Labarraco (chlornan sodný)
- Při výrobě polyvinylchloridu, plastových směsí, syntetického kaučuku, ze kterých se vyrábí: izolace pro dráty, okenní profily, obalové materiály, oděvy a obuv, linoleum a desky, laky, vybavení a pěnové plasty, hračky, části nástrojů, stavební materiály. Polyvinylchlorid se vyrábí polymerací vinylchloridu, který se dnes často získává z ethylenu chlorovou vyváženou metodou přes meziprodukt 1,2-dichlorethan.
- Bělicí vlastnosti chloru jsou známy již dlouhou dobu, a to i přesto, že „nebělí“ samotný chlór, ale atomární kyslík, který vzniká při rozkladu kyseliny chlorné: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Tento způsob bělení látek, papíru a lepenky se používá již několik století.
- Výroba organochlorových insekticidů – látek, které hubí hmyz škodlivý pro plodiny, ale jsou bezpečné pro rostliny. Značná část vyrobeného chlóru se spotřebuje na výrobu přípravků na ochranu rostlin. Jedním z nejdůležitějších insekticidů je hexachlorcyklohexan (často nazývaný hexachloran). Tato látka byla poprvé syntetizována již v roce 1825 Faradayem, ale praktické uplatnění našla až o více než 100 let později - ve 30. letech dvacátého století.
- Používal se jako bojová chemická látka a kromě toho k výrobě dalších chemických bojových látek: yperit, fosgen.
- K dezinfekci vody - „chlorování“. Nejběžnější způsob dezinfekce pitné vody; je založena na schopnosti volného chloru a jeho sloučenin inhibovat enzymatické systémy mikroorganismů, které katalyzují redoxní procesy. K dezinfekci pitné vody se používají: chlór, oxid chloričitý, chloramin a bělidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 stanovuje následující limity (koridor) přípustného obsahu volného zbytkového chloru v pitné vodě centralizovaného zásobování vodou 0,3 - 0,5 mg/l. Řada vědců a dokonce i politiků v Rusku kritizuje samotný koncept chlorace voda z kohoutku. Alternativou je ozonizace. Materiály, ze kterých jsou vyrobeny vodovodní potrubí, interagují odlišně s chlorovanou vodou z vodovodu. Volný chlór v voda z kohoutku výrazně snižuje životnost potrubí na bázi polyolefinů: polyetylenové trubky různé typy, včetně zesíťovaného polyethylenu, známého jako PEX (PE-X). V USA, aby bylo možné kontrolovat vstup potrubí vyrobených z polymerních materiálů pro použití ve vodovodních systémech s chlorovanou vodou, byli nuceni přijmout 3 normy: ASTM F2023 ve vztahu k trubkám vyrobeným ze síťovaného polyethylenu (PEX) a horkého chlorovaného voda, ASTM F2263 ve vztahu k polyetylenové trubky veškerou a chlorovanou vodu a ASTM F2330 při aplikaci na vícevrstvé (kov-polymer) potrubí a horkou chlorovanou vodu. Pokud jde o trvanlivost při interakci s chlorovanou vodou, měděné vodovodní potrubí vykazují pozitivní výsledky.
- Registrován v potravinářském průmyslu jako potravinářská přídatná látka E925.
- Při chemické výrobě kyseliny chlorovodíkové, bělidla, bertholletové soli, chloridů kovů, jedů, léků, hnojiv.
- V metalurgii na výrobu čistých kovů: titan, cín, tantal, niob.
- Jako indikátor slunečních neutrin v chlor-argonových detektorech.
Mnoho vyspělé země usilovat o omezení používání chlóru v každodenním životě, mimo jiné proto, že při spalování odpadu obsahujícího chlór vzniká značné množství dioxinů.
Chlór(z řeckého χλωρ?ς - „zelený“) - prvek hlavní podskupiny sedmé skupiny, třetí periody periodického systému chemických prvků D. I. Mendělejeva, s atomovým číslem 17. Označeno symbolem Cl(lat. Chlorum). Chemicky aktivní nekov. Patří do skupiny halogenů (původně název „halogen“ používal německý chemik Schweiger pro chlór [doslova „halogen" se překládá jako sůl), ale neujal se a následně se stal běžným pro skupinu VII. prvků, včetně chlóru).
Jednoduchá látka chlor (číslo CAS: 7782-50-5) at normální podmínky- jedovatý plyn žlutozelené barvy, štiplavého zápachu. Molekula chloru je dvouatomová (vzorec Cl 2).
Historie objevu chlóru
Plynný bezvodý chlorovodík poprvé shromáždil v roce 1772 J. Prisley. (nad kapalnou rtutí). Chlór byl poprvé získán v roce 1774 Scheele, který popsal jeho uvolňování během interakce pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou ve svém pojednání o pyrolusitu:
4HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + 2H20
Scheele zaznamenal zápach chlóru, podobný zápachu aqua regia, jeho schopnost reagovat se zlatem a rumělkou a jeho bělící vlastnosti.
Scheele však v souladu s flogistonovou teorií, která byla v té době v chemii dominantní, navrhl, že chlor je deflogistizovaná kyselina chlorovodíková, tedy oxid chlorovodíkové. Berthollet a Lavoisier navrhli, že chlór je oxid prvku Muria pokusy o její izolaci však zůstaly neúspěšné až do práce Davyho, kterému se podařilo rozložit kuchyňskou sůl na sodík a chlór elektrolýzou.
Distribuce v přírodě
V přírodě se vyskytují dva izotopy chloru: 35 Cl a 37 Cl. V zemská kůra Nejběžnějším halogenem je chlor. Chlór je velmi aktivní - přímo se slučuje s téměř všemi prvky periodické tabulky. V přírodě se proto nachází pouze ve formě sloučenin v minerálech: halit NaCl, sylvit KCl, sylvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H2O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Největší zásoby chloru jsou obsaženy v solích vod moří a oceánů (obsah v mořská voda 19 g/l). Chlor tvoří 0,025 %. celkový počet atomů zemské kůry, Clarkeovo číslo chlóru je 0,017 % a lidské tělo obsahuje 0,25 % hmotnostních iontů chloru. V lidském a zvířecím těle se chlor nachází především v mezibuněčných tekutinách (včetně krve) a hrách důležitou roli v regulaci osmotických procesů, stejně jako v procesech spojených s prací nervových buněk.
Fyzikální a fyzikálně-chemické vlastnosti
Za normálních podmínek je chlor žlutozelený plyn s dusivým zápachem. Něco z toho fyzikální vlastnosti jsou uvedeny v tabulce.
Některé fyzikální vlastnosti chlóru
| Vlastnictví |
Význam |
|---|---|
| Barva (plyn) | Žlutozelená |
| Bod varu | -34 °C |
| Bod tání | -100 °C |
| Teplota rozkladu (disociace na atomy) |
~1400 °C |
| Hustota (plyn, n.s.) | 3,214 g/l |
| Elektronová afinita atomu | 3,65 eV |
| První ionizační energie | 12,97 eV |
| Tepelná kapacita (298 K, plyn) | 34,94 (J/mol K) |
| Kritická teplota | 144 °C |
| Kritický tlak | 76 atm |
| Standardní entalpie tvorby (298 K, plyn) | 0 (kJ/mol) |
| Standardní entropie tvorby (298 K, plyn) | 222,9 (J/mol K) |
| Entalpie tání | 6,406 (kJ/mol) |
| Entalpie varu | 20,41 (kJ/mol) |
| Energie homolytického štěpení vazby X-X | 243 (kJ/mol) |
| Energie heterolytického štěpení vazby X-X | 1150 (kJ/mol) |
| Ionizační energie | 1255 (kJ/mol) |
| Energie elektronové afinity | 349 (kJ/mol) |
| Atomový poloměr | 0,073 (nm) |
| Elektronegativita podle Paulinga | 3,20 |
| Elektronegativita podle Allred-Rochowa | 2,83 |
| Stabilní oxidační stavy | -1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7 |
Plynný chlor poměrně snadno zkapalňuje. Počínaje tlakem 0,8 MPa (8 atmosfér) bude chlor kapalný již při pokojová teplota. Při ochlazení na −34 °C se chlor také za normálního atmosférického tlaku stává kapalným. Kapalný chlór je žlutozelená kapalina, která je velmi žíravá (kvůli vysoké koncentraci molekul). Zvýšením tlaku lze dosáhnout existence kapalného chloru až do teploty +144 °C (kritická teplota) při kritickém tlaku 7,6 MPa.
Při teplotách pod −101 °C kapalný chlor krystalizuje do ortorombické mřížky s prostorovou grupou Cmca a parametry a=6,29 Á b=4,50 Á, c=8,21 Á. Pod 100 K se ortorombická modifikace krystalického chloru stává tetragonální s prostorovou grupou P4 2/cm a mřížkové parametry a=8,56 Á a c=6,12 Á.
Rozpustnost
Stupeň disociace molekuly chloru Cl 2 → 2Cl. Při 1000 K je to 2,07 × 10 −4 % a při 2500 K je to 0,909 %.
Práh pro vnímání zápachu ve vzduchu je 0,003 (mg/l).
Z hlediska elektrické vodivosti se kapalný chlór řadí k nejsilnějším izolantům: vede proud téměř miliardkrát hůře než destilovaná voda a 10 22krát hůře než stříbro. Rychlost zvuku v chlóru je přibližně jedenapůlkrát menší než ve vzduchu.
Chemické vlastnosti
Struktura elektronového obalu
Valenční hladina atomu chloru obsahuje 1 nepárový elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, takže valence 1 pro atom chloru je velmi stabilní. Kvůli přítomnosti neobsazeného d-sublevel orbitalu v atomu chloru může atom chloru vykazovat jiné valence. Schéma vzniku excitovaných stavů atomu:
Jsou také známy sloučeniny chloru, ve kterých atom chloru formálně vykazuje valenci 4 a 6, například Cl02 a Cl206. Tyto sloučeniny jsou však radikály, což znamená, že mají jeden nepárový elektron.
Interakce s kovy
Chlór reaguje přímo s téměř všemi kovy (s některými pouze za přítomnosti vlhkosti nebo při zahřátí):
Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3
Interakce s nekovy
S nekovy (kromě uhlíku, dusíku, kyslíku a inertních plynů) tvoří odpovídající chloridy.
Na světle nebo při zahřátí aktivně (někdy až výbuchem) reaguje s vodíkem radikálním mechanismem. Směsi chloru s vodíkem, obsahující 5,8 až 88,3 % vodíku, explodují po ozáření za vzniku chlorovodíku. Směs chlóru a vodíku v malých koncentracích hoří bezbarvým nebo žlutozeleným plamenem. Maximální teplota vodíko-chlórového plamene 2200 °C:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
S kyslíkem tvoří chlor oxidy, ve kterých vykazuje oxidační stav od +1 do +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Mají pronikavý zápach, jsou tepelně a fotochemicky nestabilní a jsou náchylné k explozivnímu rozkladu.
Při reakci s fluorem nevzniká chlorid, ale fluor:
Cl2 + 3F2 (např.) → 2ClF3
Další vlastnosti
Chlor vytěsňuje brom a jod z jejich sloučenin vodíkem a kovy:
Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl
Při reakci s oxidem uhelnatým vzniká fosgen:
Cl2 + CO → COCl2
Po rozpuštění ve vodě nebo v alkáliích chlor dismutuje a tvoří kyselinu chlornou (a při zahřátí kyselinu chloristou) a kyselinu chlorovodíkovou nebo jejich soli:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O
Chlorací suchého hydroxidu vápenatého vzniká bělidlo:
Cl2 + Ca(OH)2 -> CaCl(OCl) + H20
Vliv chloru na amoniak, chlorid dusitý lze získat:
4NH3 + 3Cl2 -> NCI3 + 3NH4Cl
Oxidační vlastnosti chlóru
Chlór je velmi silné oxidační činidlo.
Cl2 + H2S -> 2HCl + S
Reakce s organickými látkami
S nasycenými sloučeninami:
CH3-CH3 + Cl2 -> C2H5Cl + HCl
Připojuje se k nenasyceným sloučeninám prostřednictvím vícenásobných vazeb:
CH2=CH2 + Cl2 -> Cl-CH2-CH2-Cl
Aromatické sloučeniny nahrazují atom vodíku chlorem v přítomnosti katalyzátorů (například AlCl 3 nebo FeCl 3):
C6H6 + Cl2 -> C6H5Cl + HCl
Způsoby získávání
Průmyslové metody
Zpočátku byla průmyslová metoda výroby chloru založena na Scheeleově metodě, tedy reakci pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou:
Mn02 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H20
V roce 1867 Deacon vyvinul metodu výroby chlóru katalytickou oxidací chlorovodíku vzdušným kyslíkem. Proces Deacon se v současnosti používá k získávání chlóru z chlorovodíku, vedlejšího produktu průmyslové chlorace organických sloučenin.
4HCl + 02 -> 2H20 + 2Cl2
Dnes se chlor vyrábí v průmyslovém měřítku spolu s hydroxidem sodným a vodíkem elektrolýzou roztoku kuchyňské soli:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anoda: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Katoda: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −
Protože elektrolýza vody probíhá paralelně s elektrolýzou chloridu sodného, lze celkovou rovnici vyjádřit následovně:
1,80 NaCl + 0,50 H20 -> 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2
Používají se tři varianty elektrochemického způsobu výroby chloru. Dvě z nich jsou elektrolýza s pevnou katodou: diafragmová a membránová metoda, třetí je elektrolýza s kapalnou rtuťovou katodou (metoda výroby rtuti). Mezi elektrochemickými výrobními metodami je nejjednodušší a nejpohodlnější metoda elektrolýza se rtuťovou katodou, ale tato metoda způsobuje značné škody. prostředí v důsledku odpařování a úniku kovové rtuti.
Diafragmová metoda s pevnou katodou
Dutina elektrolyzéru je rozdělena porézní azbestovou přepážkou - diafragmou - na katodový a anodový prostor, kde je umístěna katoda a anoda elektrolyzéru. Proto se takový elektrolyzér často nazývá membrána a výrobní metodou je membránová elektrolýza. Do anodového prostoru membránového elektrolyzéru nepřetržitě vstupuje proud nasyceného anolytu (roztok NaCl). V důsledku elektrochemického procesu se na anodě uvolňuje chlór v důsledku rozkladu halitu a vodík se uvolňuje na katodě v důsledku rozkladu vody. V tomto případě je blízkokatodová zóna obohacena hydroxidem sodným.
Membránová metoda s pevnou katodou
Membránová metoda je v podstatě podobná diafragmové metodě, ale anodový a katodový prostor jsou odděleny katexovou polymerní membránou. Metoda výroby membrány je účinnější než metoda membránová, ale její použití je obtížnější.
Rtuťová metoda s kapalnou katodou
Proces se provádí v elektrolytické lázni, která se skládá z elektrolyzéru, rozkladače a rtuťového čerpadla, vzájemně propojených komunikací. V elektrolytické lázni rtuť cirkuluje působením rtuťového čerpadla a prochází elektrolyzérem a rozkladačem. Katodou elektrolyzéru je proud rtuti. Anody - grafitové nebo s nízkým opotřebením. Spolu se rtutí elektrolyzérem nepřetržitě protéká proud anolytu, roztoku chloridu sodného. V důsledku elektrochemického rozkladu chloridu vznikají na anodě molekuly chloru a na katodě se uvolněný sodík rozpouští ve rtuti za vzniku amalgámu.
Laboratorní metody
V laboratořích se pro výrobu chloru obvykle používají procesy založené na oxidaci chlorovodíku silnými oxidačními činidly (například oxid manganičitý, manganistan draselný, dichroman draselný):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14 HCl → 3Cl 2 + 2 KCl + 2CrCl 3 + 7H 2O
Skladování chlóru
Vzniklý chlór se skladuje ve speciálních „nádržích“ nebo se čerpá do vysokotlakých ocelových lahví. Lahve s kapalným chlorem pod tlakem mají speciální barvu - barvu bažin. Je třeba poznamenat, že při delším používání chlorových lahví se v nich hromadí extrémně výbušný chlorid dusitý, a proto se čas od času musí lahve s chlórem podrobit běžnému mytí a čištění od chloridu dusitého.
Normy kvality chloru
Podle GOST 6718-93 „Kapalný chlór. Specifikace» vyrábí se následující druhy chlóru
Aplikace
Chlór se používá v mnoha průmyslových odvětvích, vědě a domácích potřebách:
- Při výrobě polyvinylchloridu, plastových směsí, syntetického kaučuku, ze kterého vyrábí: drátěné izolace, okenní profily, obalové materiály, oděvy a obuv, linolea a gramofonové desky, laky, vybavení a pěnové plasty, hračky, přístrojové díly, stavební materiály . Polyvinylchlorid se vyrábí polymerací vinylchloridu, který se dnes nejčastěji vyrábí z ethylenu chlorovou vyváženou metodou přes meziprodukt 1,2-dichlorethan.
- Bělicí vlastnosti chloru jsou známy již dlouhou dobu, i když „bělí“ nikoli samotný chlór, ale atomární kyslík, který vzniká při rozkladu kyseliny chlorné: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Tento způsob bělení látek, papíru, kartonu se používá již několik století.
- Výroba organochlorových insekticidů – látek, které hubí hmyz škodlivý pro plodiny, ale jsou bezpečné pro rostliny. Značná část vyrobeného chlóru se spotřebuje na výrobu přípravků na ochranu rostlin. Jedním z nejdůležitějších insekticidů je hexachlorcyklohexan (často nazývaný hexachloran). Tato látka byla poprvé syntetizována již v roce 1825 Faradayem, ale praktické uplatnění našla až o více než 100 let později - ve 30. letech dvacátého století.
- Používal se jako bojová chemická látka, stejně jako k výrobě dalších chemických bojových látek: yperit, fosgen.
- K dezinfekci vody - „chlorování“. Nejběžnější způsob dezinfekce pitné vody; je založena na schopnosti volného chloru a jeho sloučenin inhibovat enzymatické systémy mikroorganismů, které katalyzují redoxní procesy. K dezinfekci pitné vody se používají: chlór, oxid chloričitý, chloramin a bělidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 stanovuje následující limity (koridor) přípustného obsahu volného zbytkového chloru v pitné vodě centralizovaného zásobování vodou 0,3 - 0,5 mg/l. Řada vědců a dokonce i politiků v Rusku kritizuje samotný koncept chlorace vodovodní vody, ale nemůže nabídnout alternativu k desinfekčnímu účinku sloučenin chlóru. Materiály, ze kterých jsou vyrobeny vodovodní potrubí, interagují s chlorovanou vodovodní vodou odlišně. Volný chlór ve vodovodní vodě výrazně snižuje životnost potrubí na bázi polyolefinů: různé typy polyetylenových trubek, včetně zesíťovaného polyetylenu, známého také jako PEX (PE-X). V USA byly pro kontrolu vstupu potrubí vyrobených z polymerních materiálů pro použití ve vodovodních systémech s chlorovanou vodou nuceny přijmout 3 normy: ASTM F2023 ve vztahu k trubkám ze zesíťovaného polyetylenu (PEX) a horké chlorované vodě, ASTM F2263 ve vztahu ke všem polyetylenovým trubkám a chlorované vodě a ASTM F2330 aplikované na vícevrstvé (kov-polymerové) trubky a horkou chlorovanou vodu. Pokud jde o trvanlivost při interakci s chlorovanou vodou, měděné vodovodní potrubí vykazují pozitivní výsledky.
- Registrován v potravinářském průmyslu jako potravinářská přídatná látka E925.
- Při chemické výrobě kyseliny chlorovodíkové, bělidla, bertholitové soli, chloridů kovů, jedů, léků, hnojiv.
- V metalurgii na výrobu čistých kovů: titan, cín, tantal, niob.
- Jako indikátor slunečních neutrin v chlor-argonových detektorech.
Mnoho rozvinutých zemí se snaží omezit používání chlóru v každodenním životě, mimo jiné proto, že spalováním odpadu obsahujícího chlor vzniká značné množství dioxinů.
Biologická role
Chlór je jedním z nejdůležitějších biogenních prvků a je součástí všech živých organismů.
U zvířat a lidí se chloridové ionty podílejí na udržování osmotické rovnováhy chloridový iont má optimální poloměr pro průnik přes buněčnou membránu. To je přesně to, co vysvětluje jeho společnou účast s ionty sodíku a draslíku při vytváření konstantního osmotického tlaku a regulaci metabolismu voda-sůl. Pod vlivem GABA (neurotransmiter) mají ionty chloru inhibiční účinek na neurony tím, že snižují akční potenciál. V žaludku vytvářejí ionty chlóru příznivé prostředí pro působení proteolytických enzymů žaludeční šťávy. Chloridové kanály jsou přítomny v mnoha typech buněk, mitochondriálních membránách a kosterním svalstvu. Tyto kanály plní důležité funkce při regulaci objemu tekutiny, transepiteliálním transportu iontů a stabilizaci membránových potenciálů a podílejí se na udržování buněčného pH. Chlór se hromadí ve viscerální tkáni, kůži a kosterních svalech. Chlor se vstřebává především v tlustém střevě. Absorpce a vylučování chloru úzce souvisí s ionty a hydrogenuhličitany sodnými, v menší míře pak s mineralokortikoidy a aktivitou Na + /K + -ATPázy. 10-15 % veškerého chlóru se hromadí v buňkách, z toho 1/3 až 1/2 je v červených krvinkách. Asi 85 % chlóru se nachází v extracelulárním prostoru. Chlor se z těla vylučuje především močí (90-95 %), stolicí (4-8 %) a kůží (až 2 %). Vylučování chloru je spojeno s ionty sodíku a draslíku a recipročně s HCO 3 − (acidobazická rovnováha).
Člověk zkonzumuje 5-10 g NaCl denně. Minimální lidská potřeba chloru je asi 800 mg denně. Dítě dostává potřebné množství chlóru mateřským mlékem, které obsahuje 11 mmol/l chlóru. NaCl je nezbytný pro tvorbu kyseliny chlorovodíkové v žaludku, která podporuje trávení a ničení patogenních bakterií. V současné době není podíl chloru na výskytu některých onemocnění u lidí dobře prozkoumán, především kvůli malému počtu studií. Stačí říci, že ani doporučení ohledně denního příjmu chlóru nebyla vypracována. Lidská svalová tkáň obsahuje 0,20-0,52% chlóru, kostní tkáň - 0,09%; v krvi - 2,89 g/l. Tělo průměrného člověka (tělesná hmotnost 70 kg) obsahuje 95 g chlóru. Každý den člověk přijme z potravy 3-6 g chlóru, což více než pokryje potřebu tohoto prvku.
Ionty chlóru jsou pro rostliny životně důležité. Chlór se podílí na energetickém metabolismu v rostlinách, aktivuje oxidativní fosforylaci. Je nezbytný pro tvorbu kyslíku při fotosyntéze izolovanými chloroplasty a stimuluje pomocné procesy fotosyntézy, především spojené s akumulací energie. Chlor má pozitivní vliv na vstřebávání kyslíku, draslíku, vápníku a sloučenin hořčíku kořeny. Nadměrná koncentrace iontů chlóru v rostlinách může mít i negativní stránku, např. snížit obsah chlorofylu, snížit aktivitu fotosyntézy a zpomalit růst a vývoj rostlin.
Existují ale rostliny, které se v procesu evoluce buď přizpůsobily zasolení půdy, nebo v boji o prostor obsadily prázdné slaniska, kde není konkurence. Rostliny rostoucí na zasolených půdách se nazývají halofyty; během vegetačního období akumulují chloridy a poté se zbavují přebytku opadem listů nebo uvolňují chloridy na povrch listů a větví a získávají dvojitou výhodu zastíněním povrchů před slunečním zářením.
Z mikroorganismů jsou známy i halofily - halobakterie, které žijí ve vysoce slaných vodách nebo půdách.
Vlastnosti provozu a opatření
Chlór je toxický, dusivý plyn, který, pokud se dostane do plic, způsobí poleptání plicní tkáně a dušení. Na dýchací cesty působí dráždivě v koncentraci ve vzduchu asi 0,006 mg/l (tj. dvojnásobek prahu pro vnímání pachu chlóru). Chlór byl jedním z prvních chemických činidel používaných Německem během první světové války. světová válka. Při práci s chlórem byste měli používat ochranný oděv, plynovou masku a rukavice. Na krátká doba Své dýchací orgány můžete chránit před vniknutím chlóru látkovým obvazem navlhčeným v roztoku siřičitanu sodného Na 2 SO 3 nebo thiosíranu sodného Na 2 S 2 O 3 .
Maximální přípustné koncentrace chloru v atmosférickém vzduchu jsou následující: průměrná denní - 0,03 mg/m³; maximální jednotlivá dávka - 0,1 mg/m³; v pracovních oblastech průmyslový podnik— 1 mg/m³.
| se vyskytují v mořské vodě, ale v tak malých množstvích, že jejich přímá izolace z vody je velmi obtížná. Existují však některé řasy, které akumulují jód ve svých tkáních, jako je řasa. Popel z těchto řas slouží jako surovina pro výrobu jódu. Významné množství jódu (od 10 do 50 mg/l.) je obsaženo v podzemních vrtných vodách. Obsah jódu v zemské kůře je 4*10-6% atomů. Menší ložiska jodových solí - KIO 3 a KIO 4 - jsou v Chile a Bolívii. | Celková hmotnost | astata | na zeměkouli podle odhadů nepřesahuje 30 g Tabulka. Elektronová struktura a některé vlastnosti atomů a molekul halogenů | Symbol prvku | F |
| Cl | |||||
| Br | já | Na | Sériové číslo | Struktura vnější elektronické vrstvy | 2s 2 2p 5 |
| 3s 2 3p 5 | 4,0 | 3,0 | 2,8 | 2,5 | ~2,2 |
| 4s 2 4p 5 | 0,064 | 0,099 | 0,114 | 0,133 | – |
| 5s 2 5p 5 | -1 | -1, +1, +3, +5, +7 | – | ||
| 6s 2 6p 5 | Relativní elektronegativita (RE) | Atomový poloměr, nm | Oxidační stavy | Fyzický stav | Bledě zelená plyn |
| Zeleno-žlutá. plyn | -219 | -101 | -8 | ||
| Hnědá kapalina | -183 | -34 | |||
| Tmavě fialová krystaly | 1,51 | 1,57 | 3,14 | 4,93 | – |
| Černé krystaly | t°pl. (°С) | teplota varu (°C) | 3,5 | 0,02 | – |
ρ (g/cm3)
Rozpustnost ve vodě (g/100 g vody)
reaguje s vodou
(Chlorum; z řečtiny - žlutozelený), Cl - chemický. prvek skupiny VII periodické soustavy prvků; na. n. 17, v. m. 35,453. Žlutozelený plyn se štiplavým zápachem. Ve sloučeninách vykazuje oxidační stavy - 1, + 1, +3, + 5 a + 7. Nejstabilnějšími sloučeninami jsou X. s extrémními oxidačními stavy: - 1 a + 7. Přírodní X. se skládá z izotopů 35Cl (75,53 % ) a 37 ul (24,47 %). Existuje sedm známých radioaktivních izotopů s hmotnostními čísly 32-40 a dva izomery; nejdéle žijící izotop 36Cl s poločasem rozpadu 3,08 x 10 5 let (beta rozpad, záchyt elektronů). X. objevil r. 1774 Švéd, chemik K. Scheele, izolovali r. 1810 Angličané. chemik G. Davy.
Obsah chloru v zemské kůře je 4,5 x 10-2 %. Je tam ch. arr. v mořské vodě (do 2 % chloridů), ve formě usazenin kamenné soli NaCl, sylvitu, karnallitu, bischofitu MgCl2x6H20 a kainitu KMg 3H20. Základní fyzikální konstanty elementárního X. bod tání -101,6 °C; bod varu - 34,6 ° C; hustota kapaliny X. (při teplotě varu) 1,56 g/cm3; skupenské teplo tání 1,62 kcal/mol; výparné teplo (při bodu varu) 4,42 kcal/mol. X. se přímo kombinuje s většinou nekovů (kromě uhlíku)
Závislost napětí vzniku a šíření křehkého lomu na teplotě, charakterizující odolnost konstrukčních ocelí za studena podle kritických teplot: 1 - mez kluzu; 2 - výskyt destrukce; h - šíření ničení; t > t1 - oblast tvárné destrukce; t2< t < t1, - область квазихрупких разрушений; t < t2-область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
Někdy chlór reaguje s kovy za přítomnosti stop vlhkosti. Suchý chlór neinteraguje se železem, což umožňuje jeho skladování v ocelových lahvích. Nad teplotou 540° C ve vztahu k X není odolný ani jeden kov (při této teplotě, nejodolnější vůči plynnému X, začnou korodovat slitiny s vysokým obsahem niklu jako např. Inconel). Rozpustný ve vodě (2 objemy na 1 objem vody při teplotě 25 °C), částečně hydrolyzující za vzniku roztoku chlorné a chlorovodíkové. Ze sloučenin X. s nekovy je nejvýznamnější chlorid HCl, který vzniká přímou interakcí (na světle) Chloru s vodíkem nebo vlivem silných minerálů, kyselin (např. H2SO4) na kov. sloučeniny s chlorem (například NaCl) a je také vedlejším produktem při získání množného čísla. organochlorové sloučeniny. Chlorid je bezbarvý plyn, v suchém stavu neinteraguje s většinou kovů a jejich oxidů. Velmi dobře se rozpouští ve vodě (426 objemů HCl v 1 objemu vody o teplotě 25°C) za vzniku kyseliny chlorovodíkové.
Kyselina chlorovodíková, která je velmi silná, interaguje se všemi elektronegativními kovy (stojí v elektrochemické řadě napětí nad vodíkem). V nevodných roztocích chlorovodíku (například v acetonitrilu) mohou korodovat i některé elektropozitivní látky (například ). Chlór neinteraguje přímo s kyslíkem. Nepřímo lze získat Cl20, ClO2, Cl206 a Cl207, které odpovídají kyselinám HClO - chlorná (soli - chlornany), HClO2 - chlorid (soli -), HClO3 - chlorná (soli - chlorečnany) a HClO4 - chlorista (soli - chloristany - ). Chlorné a chloridové sloučeniny jsou nestabilní a existují pouze ve zředěných vodných roztocích. Všechny chlóry jsou silná oxidační činidla.
Oxidační schopnost dělat a jejich soli se snižují a jejich síla se zvyšuje z chlorných na chlorné. Nejčastěji používanými oxidačními činidly jsou chloritan vápenatý Ca(OCl)2, bertholitová sůl KClO3 a bělidlo Ca2OCl2 - podvojná sůl kyseliny chlorovodíkové a chlorné. Chlor se slučuje s jinými halogeny za vzniku interhalogenových sloučenin: ClF, ClF3, BrCl, IСl a IC3. Podle chemie Svaté sloučeniny prvků s chlorem () se dělí na solné, kyselé chloridy a nesolné neutrální. K chloridům podobným solím patří sloučeniny s chlorem kovů I, II a IIIa podskupin periodické soustavy prvků, jakož i sloučeniny s X. kovy jiných skupin v nižších oxidačních stavech. Většina chloridů podobných solím taje při vysoká prsa a jsou až na několik výjimek (např. AgCl) vysoce rozpustné ve vodě.
Látky podobné soli v roztaveném stavu vedou proud relativně dobře (jejich vodivost při teplotě 800 °C je LiCl - 2,17; NaCl - 3,57; KCl - 2,20 ohm -1 cb -1). Mezi chloridy kyselin patří chloridy nekovů (například bor, křemík, fosfor) a chloridy kovů podskupiny IIIb a skupin IV-VIII periodického systému v vyšší stupně oxidace. Chloridy kyselin při interakci s vodou tvoří odpovídající kyselinu a uvolňují chlorid. Nesolný neutrální chlorid je například chlorid CCl4. Základní ples. způsob získávání X.-roztoků NaCl nebo HCl (grafitové nebo titanové anody). Chlór je velmi toxický, maximální přípustný obsah volného X. v ovzduší je 0,001 mg/l. Chlór je prakticky nejdůležitější z halogenů, používá se k bělení tkanin a papíru, k dezinfekci pitné vody, k výrobě kyseliny chlorovodíkové, v organické syntéze, při výrobě a čištění mnoha kovů metodami chlorové metalurgie. Chlornany se také používají jako bělicí a dezinfekční prostředky, v pyrotechnice a výrobě zápalek, chloristany se používají jako složka pevných raketových paliv.
Chlor je
Plynný chlor má žlutozelenou barvu. Je jedovatý, má ostrý, dusivý, nepříjemný zápach. Chlór je těžší než vzduch a relativně dobře se rozpouští ve vodě (na 1 objem vody, 2 objemy chlóru), tvoří chlorovou vodu; Cl 2 aqi se mění v kapalinu při teplotě -34 °C a tvrdne při teplotě -101 °C. Hustota 1,568 g/cm³
Cl - jako látka se používal za první světové války jako bojová chemická látka, protože je těžší než vzduch a dobře se drží nad povrchem země. Maximální přípustná koncentrace volného chlóru ve vzduchu je 0,001 mg/l.
Chronická otrava chlórem způsobuje změny pleti, onemocnění plic a průdušek. V případě otravy chlórem by se jako protijed měla použít směs alkoholových par s éterem nebo vodní pára smíchaná s amoniakem.
V malém množství může chlór léčit onemocnění horních cest dýchacích, protože má škodlivý vliv na bakterie. Chlór se pro svůj dezinfekční účinek používá k dezinfekci vodíkové vody.
Jako soli jsou životně důležitými prvky. Chlór ve formě kuchyňské soli se neustále používá v potravinách a je také součástí zelené rostliny- chlorofyl.
K interakci chloru s vodíkem dochází explozivně pouze ve světle:
Cl2 + H2 = 2HCl
2Na + Cl2 = 2NaCl
To je základem pro zvýšení procenta ušlechtilých kovů ve slitinách nízké kvality, k tomu je předdrcený materiál zahříván v přítomnosti volně procházejícího chlóru.
Pokud mohou mít kovy různé oxidační stavy, při reakci s chlórem vykazují nejvyšší:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Cu + Cl2 = CuCl2
Interakce chlóru s komplexními látkami
Při interakci chloru se složitými látkami se chová jako například při interakci s vodou. Nejprve se halogen rozpustí ve vodě za vzniku chlórové vody (Claq) a poté postupně začíná reakce mezi vodou a chlórem:
Cl2 + H20 = 2HCl + [O]
Tato reakce však neprobíhá okamžitě ke vzniku konečných produktů. V první fázi procesu vznikají dvě kyseliny - chlorovodíková HCl a chlorná (tato směs kyselin je rozpuštěna)
Cl2 + H20 = HCl + HClO
Kyselina chlorná se pak rozkládá:
HClO = HCl + [O]
Atomová formacekyslík do značné míry vysvětluje oxidační účinek chloru. Organická barviva vložená do chlórové vody se zabarví. Testování na lakmus nezíská svou charakteristickou barvu v kyselině, ale úplně ji ztrácí. Vysvětluje se to přítomností atomárního kyslíku, který má na lakmus oxidační účinek.
Halogeny také reagují s organickými látkami
Pokud vložíte kus papíru namočený v terpentýnu (organická látka skládající se z vodíku a uhlíku) do chlórové atmosféry, všimnete si uvolnění velkého množství sazí a zápachu chlorovodíku, někdy reakce pokračuje se zapálením. To je vysvětleno skutečností, že chlór vytěsňuje ze sloučenin vodíkem a tvoří chlorovodík a uvolňuje se ve formě sazí ve volném stavu. Proto se nepoužívají pryžové výrobky.