Хлор. Реферат по дисциплине Химия хлора и его соединения

• Название: Реферат по дисциплине Химия хлора и его соединения
• Дата: 09.03.2023
• Размер: 0.55 Mb.
• Имя файла: Хлор.docx
• Тип: Реферат; #976073

Российский университет дружбы народов

Экологический факультет

Реферат

по дисциплине «Химия хлора и его соединения»

Работу выполнили студенты:

Лысова Полина Сергеевна

Багаутдинова Александра ОТЧЕСТВО

Благина Анастасия Анатольевна

1 курс, группа ОЭПБд 01-20

Научный руководитель:

Полянская Надежда Александровна

Москва, 2021

Химия хлора и его соединения

Хлор (от греч. χλωρός - «зелёный») - элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов [1] (по устаревшей классификации - элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях - ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

История открытия хлора

Соединение с водородом - газообразный хлороводород - был впервые получен Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства[1]. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теорией флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод), однако впоследствии этот термин закрепился за всей 17-й (VIIA) группой элементов, в которую входит и хлор[1].

В 1826 году атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Йёнсом Якобом Берцелиусом (отличается от современных данных не более, чем на 0,1 %).

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен - он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl2·6H2O., карналлита KCl·MgCl2·6H2O., каинита KCl·MgSO4·3H2O. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры; кларковое число хлора - 0,017 %. Человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Химические свойства сложных соединений хлора

В ряду кислородсодержащих кислот хлора: HClO, HClO2, HClO3, HClO4 - с увеличением степени окисления хлора растет сила кислот, а их окислительная активность уменьшается.

Первое сложное вещество, которое мы рассмотрим, это хлорид водорода, более известный как «Соляная кислота». Получается в результате прямого синтеза и элементов: Cl2+H2=2HCl, он представляет собой бесцветный газ с резким запахом и вкусом.

ΔHº=(-92,31) кДж/моль. K1=1*10^7.

По химическим свойствам хлороводородная кислота является типичной сильной кислотой. Она энергично растворяет многие металлы, образуя соль и выделяя водород: 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2, взаимодействует с оксидами и гидроксидами металлов: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O; NaOH + HCl = NaCl + H2O, солями слабых кислот (сульфатами, карбонатами, фосфатами и тд): Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3[2].

Восстановительные свойства HCl: 2HCl + F2 = Сl2 + 2HF (окисляется фтором при обычной температуре), 4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O (при высокой температуре (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом)[4]. Также взаимодействует с амфотерными оксидами: 6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O.

Вступает в реакцию с аммиаком:

HCl + NH3 = NH4Cl. Реагирует с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. При этом анион Cl- окисляется до свободного хлора:

4HCI + MnO2 = Cl2↑ + MnCl2 + 2Н2O

16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O

6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O

14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O.

Следующее соединение, которое мы рассмотрим – это хлорноватистая кислота HClO, она образуется одновременно с HCl при растворении хлора в воде: Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO.

Хлорноватистая кислота является очень слабой кислотой и в то же время сильным окислителем. Соли этой кислоты называются – гипохлориты – образуются при действии хлора на гидроксиды щелочных металлов. Гипохлориты являются сильными окислителями [2].

K1=2,95*10^-8.

Что касается их химических свойств, гидрохлориды разлагаются при нагревании Ca(ClO)2 → CaCl2 + O2.

Кислоты, более сильные, чем хлорноватистая вытесняют гипохлориты из солей: NaClO + 2HCl → NaCl + Cl2 + H2O, Ca(ClO)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HCl + O2.

Взаимодействует с другими солями, если продуктом является слабый электролит: Ca(ClO)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaClO.

Перейдем к химическим свойствам хлорноватистой кислоты: разлагается на свету: 2HClO → 2HCl + O2.

Реагирует с сильными основаниями: HClO + KOH → KClO + H2O.

Далее переходим к следующей кислоте, которая имеет формулу HClO2 и называется хлористой. Она образуется в качестве промежуточного продукта при гидролизе ClO2. Это очень нестойкое соединение, обладающее слабыми кислотными свойствами. Более устойчивыми в растворе являются ее соли – хлориты, которые получают при взаимодействии диоксида хлора с пероксидом натрия K1=1,1*10^-2[2].

Теперь перейдем к химическим свойствам хлористой кислоты, она вступает в реакции с шеломами с образованием хлоритов: HClO2 + KOH → KClO2 + H2O;

проявляет окислительно-восстановительные свойства: HClO2 + HClO → HClO3 + HCl; 5HClO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 → 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

Хлориты также имеют свои химические свойства:

разлагаются при нагревании: KClO2 → KClO3 + KCl; KClO2 → KCl + O2;

реагируют с сильными кислотами: NaClO2 + 4HCl(конц) = 2Cl2 + NaCl + 2H2O;

являются слабыми восстановителями и сильными окислителями в кислой среде: NaClO2 + S = NaCl + SO2; 5NaClO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 → 5NaClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

Следующая на очереди хлорноватая кислота HClO3, ее получают взаимодействием хлората бария с разбавленной серной кислотой. Она является сильной одноосновной кислотой, которая диссоциирует в водном растворе практически полностью. Соли хлорноватой кислоты – хлораты – получают нагреванием гипохлоритов [4] K1= 10^3.

Химические свойства хлорноватой кислоты:

Взаимодействует со щелочами с образованием хлоратов: HClO3 + KOH → KClO3 + H2O;

Окисляет некоторые вещества: 6P + 5HClO3 → 3P2O5 + 5HCl, НСlO3 + 6НВr → НСl + 3Вr2 + 3Н2О, HClO3 + 3SO2 + 3H2O → 3H2SO4 + HCl.

Разлагается при слабом нагревании: 6НСlO3(конц) → 4СlO2 + Cl2O7 + 3H2O (40-60ºC).

Химические свойства хлоратов, они являются сильными окислителями:

2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2, 5KClO3 + 6P → 5KCl + 3P2O5, КСlO3 + 6НСl = КСl + 3Сl2 + 3Н2О.

В присутствии оксида марганца (IV) в качестве катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода: 2KClO3 → 2KCl + 3O2.

​Переходим к последней кислоте, хлорной кислоте HClO4, она является самой устойчивой из кислородсодержащих кислот хлора. Её получают взаимодействием перхлората с концентрированной серной кислотой. Водные растворы хлорной кислоты более устойчивы, чем безводная кислота. Как окислитель HClO4 гораздо менее активна. Перхлораты – наиболее устойчивые кислородные соединения хлора. Большинство из них хорошо растворимы в воде. Существенная особенность перхлората-иона заключается в его очень малой склонности к комплексообразованию с металлами [2].

ΔHº=(-34,9) кДж/моль.

ΔGº=84 кДж/моль.

Sº=188,3 Дж/моль*К.

K1=10^8.

Химические свойства хлорной кислоты:

Как сильная кислота она вступает в реакции со щелочами с образованием перхлоратов: HClO4 + KOH → KClO4 + H2O.

Как сильный окислитель окисляет многие вещества: 8HClO4 + 14C → 14CO2 + 4Cl2 + 4H2O, 5HClO4 + 8As + 12H2O = 8H3AsO4 + 5HCl, 3HClO4 + 2Ag = 2AgClO4 + HClO3 + H2O.

Химические свойства перхлоратов: они являются сильными окислителями: 3KClO4 + 8Al → 3KCl + 4Al2O3. Взаимодействуют с сильными кислотами: 2KClO4 + 3H2SO4(конц) → 2HClO4 + K2SO4. При нагревании более 550ºС разлагаются: KClO4 → KCl + 2O2.

​Следующая категория сложных соединений хлора – это оксиды хлора (I), оксид дихлора (Cl2O). Все оксиды хлора – эндотермические и очень нестойкие соединения.

Оксид хлора (I) образуется при пропускании хлора над сухим оксидом ртути (I I) при 0 ºC: 2Cl2 + 3HgO = Hg3O2Cl2 + Cl2O. В воде растворяется с образованием хлорноватистой кислоты: Cl2O + H2O = 2HCl O [2]. ΔHº=76,6 кДж/моль. ΔGº=94,2 кДж/моль. Sº=266,2 Дж/моль*К [4].

Его химическими свойствами являются: реакции со щелочами Cl2O + NaOH = 2 NaCl + H2O. Оксид хлора является сильным окислителем: 3Сl2O + 3H2O + 6AgNO3 = 2AgClO + AgCl + 6HNO3. При температуре выше 20ºС или на свету разлагается: 4Сl2O = 3Сl2 + 2ClO2 [4].

​Теперь перейдем к оксиду хлора (IV), диоксиду хлора, двуокиси хлора (ClO2). Его получают действием конц. H2SO4 и KClO3: 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = 2K2SO4 + 2ClO2↑ + 2CO2 + 2H2O. Диоксид хлора растворим в воде: 2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3 (холодная вода), 6ClO2 + 3H2O = HCl + 5HClO3 (горячая вода). В щелочных растворах ClO2 образует смесь хлорит- и хлорат-ионов, т.е ClO2 ведет себя как смешанный ангидрид хлористой и хлорноватой кислот. В кислых растворах происходит восстановление до HClO2 с последующим разложением на HCl и HClO3[2]. ΔHº=105 кДж/моль. ΔGº=122,3 кДж/моль. Sº=257 Дж/моль*К.

Химические свойства диоксида хора: реагирует со щелочью: 2ClO2 + 2NaOH = NaClO2 + NaClO3. Разлагается к концентрированной хлороводородной кислоте: 2ClO2 + 8HСl(конц) = 5Cl2 + 4H2O. Проявляет окислительно- восстановительные свойства: 2ClO2 + Na2СO3 = NaClO2 + NaClO3 + CO2, 2ClO2 + 10HI(конц) = 2HCl + I2 + 4H2O.

​Далее переходим к оксиду хлора (VI), триоксиду хлора (ClO3 (Cl2O6)), он образуется при УФ-облучении или действии озона на диоксид хлора: 2ClO2 + 2О3 = 2O2 + Cl2O6. С водой и щелочами Cl2O6 реагирует с образованием смеси хлорат- и перхлорат-ионов: 2ClO3 + H2O = HClO4 + HClO3, 2ClO3 + 2NaOH = NaClO4 + NaClO3 + H2O [2].

​Последним среди оксидов хора, является оксид хлора (VII) (Cl2О7), он является наиболее устойчивым из всех оксидов хлора. Его получают при дегидратации хлорной кислоты под действием P2O5 при - 10 ºС с последующей осторожной перегонкой в вакууме: P2O5 + 2HClO4 = Cl2O7↑ + 2HPO3. С водой и щелочами Cl2О7 реагирует с образованием перхлорат-иона и является таким образом, ангидридом хлорной кислоты: Cl2O7 + H2O = HClO4, Cl2O7 + 2NaOH = 2NaClO4 + H2O. При нагревании Cl2O7 разлагается: Cl2O7= 2Cl2 + 7О2. [9] ΔHº=251 кДж/моль.

Строение атома элемента, его возможные валентности и степени окисления, строение конденсированных форм простых веществ элемента.

Электронное строение атома хлора

Атом хлора состоит из положительно заряженного ядра (+17), состоящего из 17 протонов и 18 нейтронов, вокруг которого по 3-м орбитам движутся 17 электронов[5].

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом[3]:

+17 Cl)2)8)7

1s22s22p63s23p5

На внешнем энергетическом уровне атома хлора находится семь электронов, все они считаются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять степень окисления +1[5]. Также возможно несколько возбужденных состояний из-за наличия вакантной 3d-орбитали. Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 3s-подуровня:

Этим объясняется наличие у хлора еще трех степеней окисления: +3, +5 и +7[5].

Схема образования возбужденных состояний атома:

Валентность

Возможные степени окисления

Электронное состояние валентного уровня

Пример соединений

I

+1, −1, 0

3s2 3p5

NaCl, NaClO, Cl2

III

+3

3s2 3p4 3d1

NaClO2

V

+5

3s2 3p3 3d2

KClO3

VII

+7

3s1 3p3 3d3

KClO4

Физические и химические свойства простых веществ элемента

Физические свойства

При температурах выше -30°с хлор представляет собой зеленовато-желтый газ с характерным резким раздражающим запахом. Хлор входит в группу галогенов и является семнадцатым элементом периодической системы элементов.

Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор - жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). При температуре ниже −101 °c жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку[3].

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в газообразном хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе[4].

Из-за своей высокой химической активности свободный хлор не встречается в природе, а существует только в форме соединений.

При нормальных условиях хлор представляет собой тяжелый газ, плотность которого приблизительно в 2,5 раза выше плотности воздуха. Плотность газообразного и жидкого хлора при нормальных условиях (при 0°с) равна, соответственно 3,214 и 1468 кг/м3. При нагревании жидкого или газообразного хлора его плотность снижается из-за увеличения объема вследствие теплового расширения[5].

Химические свойства

Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. Хлор химически очень активен. Образует соединения почти со всеми элементами (с некоторыми в присутствии влаги или при нагревании), давая при взаимодействии с металлами хлориды, с кислородом - оксиды (Cl2О, ClO2, Cl2О6, Cl2О7, Cl2О8), из которых при реакциях с водой образуются хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная кислоты (соли этих кислот - гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты). Пары хлора токсичны, раздражают слизистые оболочки.

Качественное обнаружение хлора и хлорсодержащих ионов

Большинство методов обнаружения хлоридов-иона основано на реакциях осаждения с применением AgNO3, Hg2(NO3)2, TlNO3. Используют также методы хроматографии и микрокристаллоскопические реакции.

Методы осаждения

Осаждение азотнокислым серебром. При действии на раствор хлорид-иона азотнокислым серебром образуется белый творожистый осадок AgCl (NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3), нерастворимый в HNO3, но легкорастворимый в растворах аммиака ([Ag (NH3)2] Cl + 2 HNO3 = AgCl↓ + 2 NH4NO3), цианидов щелочных металлов и тиосульфата натрия. В органических соединениях хлорид-ионы обнаруживают после разложения основы и переведения хлоридов в раствор.

Осаждение нитратом ртути (ll). По сравнению с AgNO3 этот реактив более дешевый. В результате взаимодействия Cl⁻ и Hg2(NO3)2 образуется малорастворимый осадок Hg2Cl2 белого цвета (Hg2(NO3)2 + 2HCl → Hg2Cl2 + 2HNO3).

Осаждение нитратом таллия (l). TlNO3 реагирует с Cl⁻ аналогично AgNO3, образуя белый осадок TlCl (TlNO3 + NaCl → NaNO3 + TlCl). Метод был использован для определения хлорид-иона в хлорате, так как ClO3⁻ - ион нитратом таллия не осаждается.

Обнаружение хлорит-иона. Hg2(NO3)2 в нейтральной среде выделяет красный осадок Hg(ClO2)2, легкорастворимый в разбавленных кислотах. После промывания водой и выдерживания во влажном состоянии он переходит в белый кристаллический осадок. Реакция образования Hg(ClO2)2 пригодна для обнаружения иона ClO2⁻ в присутствии других кислородсодержащих анионов.

Обнаружение хлорат-иона. Реакция осаждения, восстановители (сернистая кислота, соли железа (ll), металлические Al и Zn, формальдегид) восстанавливают хлорат-иона до хлорид-иона, который легко обнаруживают по образованию осадка AgCl, растворимого в NH4OH.

Обнаружение перхлората-иона. Реакция осаждения в основном сводится к взаимодействию аниона ClO4⁻ с некоторыми объемными органическими катионами. Осадок растворим в кислотах и щелочах.

Метод хроматографии

Для обнаружения хлорид-иона часто используют метод бумажной хроматографии. Применяют фильтровальную бумагу, пропитанную раствором Ag2CrO4, или желатиновую пленку, в которой диспергирован коллоидный раствор Ag2CrO4. На реактивные полоски наносят исследуемый раствор, и, если он содержит ион Cl⁻, происходит обесцвечивание определенной зоны в результате образования AgCl. Для обнаружения хлоридов методом осадочной хроматографии исследуемый раствор пропускают через колонку, заполненную смесью оксида алюминия и нитрата ртути (l). В результате образования малорастворимого Hg2Cl2 белого цвета верхняя часть колонки становится более светлой.

Цветные реакции

Обнаружение хлорид-иона капельным способом в большинстве случаев сводится к окислению иона Cl⁻ до элементарного хлора и его идентификации на фильтровальной бумаге, предварительно обработанной раствором легко окисляющегося органического реагента (16HCl + 2KMnO₄ = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O; 10Cl⁻ + 2MnO₄⁻ + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8H₂O)[4]. Метод образования и идентификации элементарного хлора был применен для обнаружения хлоридов в минералах и рудах, органических веществах, питьевой и сточных водах.

Обнаружение перхлората-иона. Разбавленные растворы перхлорат-иона образуют с метиленовым голубым соединение фиолетового цвета. При концентрации перхлората, превышающей 0,4%, выделяется хлопьевидный осадок.

Количественное определение хлора и хлорсодержащих ионов

Гравиметрические методы используются главным образом для определения хлорид-ионов. Выделение и взвешивание в виде хлорида серебра является одним из наиболее точных методов их определения. Можно применять гравиметрические методы для определения перхлоратов-ионов, однако большого практического использования для этой цели они не имеют.

Определение хлорид иона гравиметрический метод – один из самых старых и распространенных методов определения хлорид-ионов. Он заключается в осаждении Cl⁻ в виде хлорида серебра раствором азотно-кислого серебра; осадок AgCl отделяют фильтрованием через стеклянный фильтрующий тигель, высушивают и взвешивают.

Хлорид серебра легко образует коллоидные растворы, поэтому ионы Cl⁻ осаждают действием азотнокислого серебра при нагревании и перемешивании в присутствии коагулятора, роль которого выполняет HNO3.

Титриметрические методы

Титриметрическими методами определяют хлор в виде хлорид-, гипохлорит-, хлорит-ионов и элементарного хлора. Прямых титриметрических методов определения хлорат- и перхлорат-ионов нет. Определение хлорат- и перхлорат-ионов сводится к восстановлению их до хлорид-ионов с последующим титриметрическим определением. В некоторых случаях после восстановления хлорат- и перхлорат-ионов избыток восстановителя определяется оксидиметрическое.

Основные титриметрические методы определения хлорид-ионов основаны на образовании малорастворимого осадка хлорида серебра или малодиссоциированного хлорида ртути(П). В первом случае титрантом служит раствор нитрата серебра (аргентометрическое титрование), во втором - раствор нитрата ртути(П) (меркуриметрическое титрование).

Метод Мора основан на титровании хлорид-ионов раствором нитрата серебра. В качестве индикатора применяют хромовокислый калий, который образует с избытком серебра кирпично-красный осадок Ag2Cr04. Хромовокислое серебро растворяется при увеличении концентрации водородных ионов. Поэтому метод применяют главным образом при титровании нейтральных растворов хлоридов.

Метод Фольгарда предусматривает добавление избытка раствора соли серебра к раствору, содержащему хлорид-ионы, с последующим обратным титрованием избыточного серебра роданидом калия или аммония в присутствии ионов железа(Ш) в качестве индикатора (в виде азотнокислого железа ила железных квасцов)[4]. Иногда в качестве индикаторов используют тетразин, 4-(2-этилфенилазо)-1-нафтиламин гидрохлорид.

Биологическая, экологическая, технологическая и техническая значимость простых и сложных соединений хлора

Биологическая роль хлорид-ионов

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

• в связи с тем, что хлорид-ионы способны проникать через мембрану клеток, они вместе с ионами натрия и калия поддерживают осмотическое давление и регулируют водно-солевой обмен;

• создают благоприятную среду в желудке для действия протеолитических ферментов желудочного сока;

• благодаря наличию в мембранах клеток митохондрий специальных хлорных каналов, хлорид-ионы регулируют объем жидкости, трансэпителиальный транспорт ионов, создают и стабилизируют мембранный потенциал;

• участвуют в создании и поддержании рН в клетках и биологических жидкостях организма;

В медицинской практике широкое применение получил хлорид натрия, который используется в виде изотонического водного 0,9 % раствора (физиологический раствор) для внутривенных и внутримышечных инъекций, и гипертонические растворы (3,5 и 10 %), которые применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран[6]. Поэтому хлорирование оказалось самым простым и дешевым способом обеззараживания воды. Однако ряд ученых не согласны с самой концепцией хлорирования водопроводной воды, предпочитая ее озонирование, т.к. некоторые примеси в воде после их хлорирования превращаются в очень токсичные соединения, например, диоксины, обладающие канцерогенными и мутагенными свойствами.

Экологическая роль хлорид-ионов

Хлор - наиболее опасный катализатор распада озона. Он активно соединяется с озоном, давая монооксид хлора и кислород. В свою очередь монооксид хлора легко присоединяет второй атом кислорода, при этом хлор освобождается и может вступить в реакцию со следующей молекулой озона[4]. Одна молекула хлора за среднее время своего существования в верхних слоях атмосферы способна разложить 100 тысяч молекул озона[4].

Основной источник поступления хлора в атмосферу - электролиз хлористых солей, массовые выбросы при очистке воды, сжигание продуктов, содержащих хлор.

Технологическая и техническая роль хлорид-ионов

К промышленным предприятиям, наиболее загрязняющих атмосферу хлором, следует отнести химико-фармацевтические, металлургические, целлюлозно-бумажные. При ядерных взрывах под действием нейтронного излучения радиоактивный хлор образуется в воде и почве из стабильного хлора. Источниками поступления хлора в атмосферный воздух являются производства хлора, хлорной извести, соляной кислоты, неорганических и органических соединений хлора[6].

Список литературы

1. 
   Нечаев, С. Таблица Менделеева /С. Нечаев//Чудеса и приключения. – 2014. – № 11. – С. 24-29. История открытия таблицы Периодических элементов.
   
2. 
   Фрумина. Н.С,Лисенко. Н.Ф, Чернова. М.Ф -Аналитическая химия элементов Хлор (1983г).
   
3. 
   Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. М.: Просвещение, 1976 - 112 с.
   
4. 
   Варгафтик Н. Б. Справочник по теплофизическим свойствам газов и жидкостей.
   
5. 
   Таблицы физических величин. Справочник. Под ред. акад. И. К. Кикоина. М.: Атомиздат, 1976 - 1008 с.
   
6. 
   Якименко Л. М., Пасманик М. И. Справочник по производству хлора, каустической соды и основных хлорпродуктов. Изд. 2-е, пер. и др. М.: Химия, 1976 - 440 с.