Главная Другие советы Хлор в природе. Хлор: свойства, применение, получение

Хлор в природе. Хлор: свойства, применение, получение

В природе хлор встречается в газообразном состоянии и только в виде соединений с другими газами. В условиях, приближенных к нормальным, это ядовитый едкий газ зеленоватого цвета. Имеет больший вес, чем воздух. Обладает сладким запахом. Молекула хлора содержит два атома. В спокойном состоянии не горит, но при высоких температурах входит во взаимодействие с водородом, после чего возможен взрыв. В результате выделяется газ фосген. Очень ядовит. Так, даже при малой концентрации в воздухе (0,001 мг на 1 дм 3) может вызвать летальный исход. хлора гласит, что он тяжелее воздуха, следовательно, всегда будет находиться у самого пола в виде желтовато-зеленой дымки.

Исторические факты

Впервые на практике это вещество было получено К. Шелее в 1774 г. путем соединения соляной кислоты и пиролюзита. Однако лишь в 1810 г. П. Дэви смог дать характеристику хлору и установить, что это отдельный химический элемент.

Стоит отметить, что в 1772 г. смог получить хлороводород - соединение хлора с водородом, однако разделить эти два элемента химик не смог.

Химическая характеристика хлора

Хлор - химический элемент основной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Находится в третьем периоде и имеет атомный номер 17 (17 протонов в атомном ядре). Химически активный неметалл. Обозначается буквами Cl.

Является типичным представителем газы, не имеющие цвета, но обладающие резким едким запахом. Как правило, токсичны. Все галогены хорошо разбавляются в воде. При контакте с влажным воздухом начинают дымиться.

Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5. Следовательно, в соединениях химический элемент проявляет уровни окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,96Å, ионный радиус Cl- 1.83 Å, сродство атома к электрону 3,65 эв, уровень ионизации 12,87 эв.

Как указано выше, хлор представляет собой довольно активный неметалл, что позволяет создавать соединения практически с любыми металлами (в отдельных случаях при помощи нагревания или с помощью влаги, вытесняя при этом бром) и неметаллами. В порошкообразной форме реагирует с металлами только под действием высоких температур.

Максимальная температура горения - 2250 °С. С кислородом способен образовывать оксиды, гипохлориты, хлориты и хлораты. Все соединения, содержащие кислород, становятся взрывоопасными в условиях взаимодействия с окисляющимися веществами. Стоит отметить, что могут произвольно взрываться, в то время как хлораты взрываются лишь при воздействии на них какими-либо инициаторами.

Характеристика хлора по положению в периодической системе:

Простое вещество;
. элемент семнадцатой группы периодической таблицы;
. третий период третьего ряда;
. седьмая группа главной подгруппы;
. атомный номер 17;
. обозначается символом Cl;
. химически активный неметалл;
. находится в группе галогенов;
. в условиях, приближенных к нормальным, это ядовитый газ желтовато-зелёного цвета с едким запахом;
. молекула хлора имеет 2 атома (формула Cl 2).

Физические свойства хлора:

Температура кипения: -34,04 °С;
. температура плавления: -101,5 °С;
. плотность в газообразном состоянии - 3 ,214 г/л;
. плотность жидкого хлора (в период кипения) - 1,537 г/см 3 ;
. плотность твердого хлора - 1,9 г/см 3 ;
. удельный объем - 1,745 х 10 -3 л/г.

Хлор: характеристика температурных изменений

В газообразном состоянии имеет свойство легко сжижаться. При давлении в 8 атмосфер и температуре 20 °С выглядит как зеленовато-желтая жидкость. Обладает очень высокими коррозионными свойствами. Как показывает практика, этот химический элемент может сохранять жидкое состояние вплоть до критической температуры (143 °С), при условии увеличения давления.

Если его охладить до температуры -32 °С, он изменит свое на жидкое вне зависимости от атмосферного давления. При дальнейшем понижении температуры происходит кристаллизация (при показателе -101 °С).

Хлор в природе

В земной коре хлора содержится всего 0,017 %. Основная масса находится в вулканических газах. Как указано выше, вещество имеет большую химическую активность, вследствие чего в природе встречается в соединениях с другими элементами. При этом множество минералов содержат хлор. Характеристика элемента позволяет образовывать порядка ста различных минералов. Как правило, это хлориды металлов.

Также большое его количество находится в Мировом океане - почти 2 %. Это обусловлено тем, что хлориды очень активно растворяются и разносятся с помощью рек и морей. Возможен и обратный процесс. Хлор вымывается обратно на берег, а далее ветер разносит его по окрестностям. Именно поэтому наибольшая его концентрация наблюдается в прибрежных зонах. В засушливых районах планеты рассматриваемый нами газ образуется при помощи испарения воды, вследствие чего появляются солончаки. Ежегодно в мире добывают порядка 100 млн тонн данного вещества. Что, впрочем, неудивительно, ведь существует много месторождений, содержащих хлор. Характеристика его, однако, во многом зависит именно от его географического положения.

Методы получения хлора

Сегодня существует ряд методов получения хлора, из которых наиболее распространены следующие:

1. Диафрагменный. Является самым простым и менее затратным. Соляной раствор в диафрагменном электролизе поступает в пространство анода. Далее по стальной катодной сетке перетекает в диафрагму. В ней находится небольшое количество полимерных волокон. Важной особенностью этого устройства является противоток. Он направлен из анодного пространства в катодное, что позволяет отдельно получить хлор и щелоки.

2. Мембранный. Наиболее энергоэффективен, но сложноосуществим в организации. Схож с диафрагменным. Различие состоит в том, что анодное и катодное пространства полностью разделены мембраной. Следовательно, на выходе получаются два отдельных потока.

Стоит отметить, что характеристика хим. элемента (хлора), полученного данными методами, будет иной. Более "чистым" принято считать мембранный метод.

3. Ртутный метод с жидким катодом. По сравнению с остальными технологиями, этот вариант позволяет получать наиболее чистый хлор.

Принципиальная схема установки состоит из электролизера и соединенных между собой насоса и разлагателя амальгамы. В качестве катода служит перекачиваемая насосом ртуть вместе с раствором поваренной соли, а в качестве анода - угольные или графитовые электроды. Принцип действия установки следующий: из электролита выделяется хлор, который отводится из электролизера вместе с анолитом. Из последнего удаляют примеси и остатки хлора, донасыщают галитом и снова возвращают на электролиз.

Требования промышленной безопасности и нерентабельность производства привели к замене жидкого катода твердым.

Применение хлора в промышленных целях

Свойства хлора позволяют активно применять его в промышленности. С помощью этого химического элемента получают различные хлорорганические соединения (винилхлорид, хлоро-каучук и др.), лекарственные препараты, дезинфицирующие средства. Но самая большая ниша, занятая в промышленности, это производство соляной кислоты и извести.

Широко применяются методы очищения питьевой воды. На сегодняшний день пытаются отойти от этого метода, заменив его озонированием, поскольку рассматриваемое нами вещество негативно влияет на организм человека, к тому же хлорированная вода разрушает трубопроводы. Вызвано это тем, что в свободном состоянии Cl пагубно влияет на трубы, изготовленные из полиолефинов. Тем не менее большинство стран отдает предпочтение именно методу хлорирования.

Также хлор применяется в металлургии. С его помощью получают ряд редких металлов (ниобий, тантал, титан). В химической промышленности активно используют различные для борьбы против сорняков и для других сельскохозяйственных целей, используется элемент и в качестве отбеливателя.

Благодаря своей химической структуре хлор разрушает большинство органических и неорганических красителей. Достигается это путем полного их обесцвечивания. Такой результат возможен лишь при условии присутствия воды, ведь процесс обесцвечивания происходит благодаря который образуется после распада хлора: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Данный способ нашел применение пару веков назад и пользуется популярностью и по сей день.

Очень популярно применение этого вещества для получения хлорорганических инсектицидов. Эти сельскохозяйственные препараты убивают вредоносные организмы, оставляя нетронутыми растения. Значительная часть всего добываемого на планете хлора уходит на сельскохозяйственные нужды.

Также используется он при производстве пластикатов и каучука. С их помощью изготавливают изоляцию проводов, канцелярские товары, аппаратуру, оболочки бытовой техники и т. д. Бытует мнение, что каучуки, полученные таким образом, вредят человеку, но это не подтверждено наукой.

Стоит отметить, что хлор (характеристика вещества была подробно раскрыта нами ранее) и его производные, такие как иприт и фосген, применяются и в военных целях для получения боевых отравляющих средств.

Хлор как яркий представитель неметаллов

Неметаллы - простые вещества, которые включают в себя газы и жидкости. В большинстве случаев они хуже проводят электрический ток, чем металлы, и имеют существенные различия в физико-механических характеристиках. При помощи высокого уровня ионизации способны образовывать ковалентные химические соединения. Ниже будет дана характеристика неметалла на примере хлора.

Как уже было сказано выше, этот химический элемент представляет собой газ. В нормальных условиях у него полностью отсутствуют свойства, сходные с таковыми у металлов. Без сторонней помощи не может взаимодействовать с кислородом, азотом, углеродом и др. Свои окислительные свойства проявляет в связях с простыми веществами и некоторыми сложными. Относится к галогенам, что ярко отражается на его химических особенностях. В соединениях с остальными представителями галогенов (бром, астат, йод), вытесняет их. В газообразном состоянии хлор (характеристика его - прямое тому подтверждение) хорошо растворяется. Является отличным дезинфектором. Убивает только живые организмы, что делает его незаменимым в сельском хозяйстве и медицине.

Применение в качестве отравляющего вещества

Характеристика атома хлора позволяет применять его как отравляющее средство. Впервые газ был применен Германией 22.04.1915 г., в ходе Первой мировой войны, вследствие чего погибло порядка 15 тыс. человек. На данный момент как не применяется.

Дадим краткую характеристику химического элемента как удушающего средства. Влияет на организм человека посредством удушения. Сначала оказывает раздражение верхних дыхательных путей и слизистой оболочки глаз. Начинается сильный кашель с приступами удушья. Далее, проникая в легкие, газ разъедает легочную ткань, что приводит к отеку. Важно! Хлор является быстродействующим веществом.

В зависимости от концентрации в воздухе, симптоматика бывает разной. При малом содержании у человека наблюдается покраснение слизистой оболочки глаз, легкая одышка. Содержание в атмосфере 1,5-2 г/м 3 вызывает тяжесть и острые ощущения в груди, резкую боль в верхних дыхательных путях. Также состояние может сопровождаться сильным слезотечением. После 10-15 минут нахождения в помещении с такой концентрацией хлора наступает сильный ожог легких и смерть. При более плотных концентрациях смерть возможна в течение минуты от паралича верхних дыхательных путей.

Хлор в жизни организмов и растений

Хлор входит в состав практически всех живых организмов. Особенность состоит в том, что присутствует он не в чистом виде, а в виде соединений.

В организмах животных и человека ионы хлора поддерживают осмотическое равенство. Вызвано это тем, что они имеют наиболее подходящий радиус для проникновения в мембранные клетки. Наряду с ионами калия Cl регулирует водно-солевой баланс. В кишечнике ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы предусмотрены во многих клетках нашего организма. Посредством их происходит межклеточный обмен жидкостями и поддерживается pH клетки. Порядка 85 % от общего объема этого элемента в организме пребывает в межклеточном пространстве. Выводится из организма по мочеиспускательным каналам. Вырабатывается женским организмом в процессе кормления грудью.

На данном этапе развития тяжело однозначно сказать, какие именно заболевания провоцирует хлор и его соединения. Связано это с недостатком исследований в этой области.

Также ионы хлора присутствуют в клетках растений. Он активно принимает участие в энергетическом обмене. Без этого элемента невозможен процесс фотосинтеза. С его помощью корни активно впитывают необходимые вещества. Но большая концентрация хлора в растениях способна оказывать пагубное влияние (замедление процесса фотосинтеза, остановка развития и роста).

Однако существуют такие представители флоры, которые смогли "подружиться" или хотя бы ужиться с данным элементом. Характеристика неметалла (хлора) содержит такой пункт, как способность вещества окислять почвы. В процессе эволюции упомянутые выше растения, называемые галофитами, заняли пустые солончаки, которые пустовали из-за переизбытка этого элемента. Они впитывают ионы хлора, а после избавляются от них при помощи листопада.

Транспортировка и хранение хлора

Существует несколько способов перемещать и хранить хлор. Характеристика элемента предполагает необходимость специальных баллонов с высоким давлением. Такие емкости имеют опознавательную маркировку - вертикальную зеленую линию. Ежемесячно баллоны необходимо тщательно промывать. При длительном хранении хлора в них образуется очень взрывоопасный осадок - трихлорид азота. При несоблюдении всех правил безопасности возможно самопроизвольное воспламенение и взрыв.

Изучение хлора

Будущим химикам должна быть известна характеристика хлора. По плану 9-классники могут даже ставить лабораторные опыты с этим веществом на основе базовых знаний по дисциплине. Естественно, преподаватель обязан провести инструктаж по технике безопасности.

Порядок работ следующий: необходимо взять колбу с хлором и насыпать в неё мелкую металлическую стружку. В полете стружка вспыхнет яркими светлыми искрами и одновременно образуется легкий белый дым SbCl 3 . При погружении в сосуд с хлором оловянной фольги она также самовоспламенится, а на дно колбы медленно опустятся огненные снежинки. Во время этой реакции образуется дымная жидкость - SnCl 4 . При помещении железной стружки в сосуде образуются красные «капли» и появится рыжий дым FeCl 3 .

Наряду с практическими работами повторяется теория. В частности, такой вопрос, как характеристика хлора по положению в периодической системе (описана в начале статьи).

В результате опытов выясняется, что элемент активно реагирует на органические соединения. Если поместить в банку с хлором вату, смоченную предварительно в скипидаре, то она мгновенно воспламенится, и из колбы резко повалит сажа. Эффектно тлеет желтоватым пламенем натрий, а на стенках химпосуды появляются кристаллы соли. Ученикам будет небезынтересно узнать, что, будучи ещё молодым химиком, Н. Н. Семенов (впоследствии лауреат Нобелевской премии), проведя такой опыт, собрал со стенок колбы соль и, посыпав ею хлеб, съел его. Химия оказалась права и не подвела ученого. В результате проведенного химиком опыта действительно получилась обычная поваренная соль!

Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5 , характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl -1 . Шкала степеней окисления хлора:

7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 — ,HClO 4 , KClO 4

5 — ClO 3 — , HClO 3 ,KClO 3

1 – Cl 2 O , ClO — , HClO , NaClO , Ca(ClO) 2

— 1 – Cl — , HCl, KCl , PCl 5

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1 2 . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl 2 неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Cl 2 +H 2 ⇌HCl

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I

Cl 2 +2NaOH (хол) = NaClO+NaCl+H 2 O

3Cl 2 +6NaOH (гор) =NaClO 3 +5NaCl+H 2 O

Раствор хлора в воде называют хлорной водой , на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О 0 , поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fе→2FеСl 3 (200 °С)

Сl 2 +Se=SeCl 4

Сl 2 + РЬ→PbCl 2 (300 ° С )

5Cl 2 +2P→2PCl 5 (90 °С)

2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl 2 + 2КВг (Р) = 2КСl + Вr 2 (кипячение)

б) Сl 2 (нед.) + 2КI (р) = 2КСl + I 2 ↓

ЗСl (изб.) + 3Н 2 O+ КI = 6НСl + КIO 3 (80 °С)

Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL 2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности :

2NаСl (расплав) → 2Nа + Сl 2 (электролиз)

2NaCl+ 2Н 2 O→Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории :

4НСl (конц.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НС l . Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой , а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl — I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg 2 Сl 2 , которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:

НСl (разб.) + NаОН (разб.) = NaСl + Н 2 O

НСl (разб.) + NН 3 Н 2 O = NH 4 Сl + Н 2 O

4НСl (конц., гор.) + МO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (М = Мп, РЬ)

16НСl (конц., гор.) + 2КМnO 4(т) = 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 O + 2КСl

14НСl (конц.) + К 2 Сr 2 O 7(т) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl

6НСl (конц.) + КСlO 3(Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80 °С)

4НСl (конц.) + Са(СlO) 2(т) = СаСl 2 + 2Сl 2 + 2Н 2 O

2НСl (разб.) + М = МСl 2 + H 2 (М = Ре, 2п)

2НСl (разб.) + МСO 3 = МСl 2 + СO 2 + Н 2 O (М = Са, Ва)

НСl (разб.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н 2 в Сl 2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NаСl (т) + Н 2 SO4 (конц.) = NаНSO 4 + НС l (50 °С)

2NaСl (т) + Н 2 SO 4 (конц.) = Nа 2 SO 4 + 2НСl (120 °С)

Хлориды

Хлорид натрия Na Сl . Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль . Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита , и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl (т) + 2Н 2 SO 4 (конц.) + МnO 2(т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 °С)

10NаСl (т) + 8Н 2 SO 4 (конц.) + 2КМnO 4(т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°С)

6NaСl (Т) + 7Н 2 SO 4 (конц.) + К 2 Сr 2 O 7(т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O+ ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 °С)

2NаСl (т) + 4Н 2 SO 4 (конц.) + РЬO 2(т) = Сl 2 + Рb(НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 °С)

NaСl (разб.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl↓

NaCl (ж) →2Na+Cl 2 (850°С, электролиз)

2NаСl + 2Н 2 O→Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (электролиз)

2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 N а(Н g ) “амальгама” (электролиз,на Hg -катоде)

Хлорид калия КСl . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl 2 . В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита .

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

Хлорид кальция СаСl 2 . Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl 2 6Н 2 О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl 2(Т) + 2Н 2 SO 4 (конц.) = Са(НSO 4) 2 + 2НСl (50 °С)

СаСl 2(Т) + Н 2 SO 4 (конц.) = СаSO 4 ↓+ 2НСl (100 °С)

СаСl 2 + 2NaОН (конц.) = Са(ОН) 2 ↓+ 2NaCl

ЗСаСl 2 + 2Nа 3 РO 4 = Са 3 (РO 4) 2 ↓ + 6NaCl

СаСl 2 + К 2 СO 3 = СаСО 3 ↓ + 2КСl

СаСl 2 + 2NaF = СаF 2 ↓+ 2NаСl

СаСl 2(ж) → Са + Сl 2 (электролиз,800°С)

Получение:

СаСО 3 + 2НСl = СаСl 2 + СO 3 + Н 2 O

Хлорид алюминия АlСl 3 . Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl 3 (треугольное строение,sр 2 гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 АlСl 2 АlСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO 4 , который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl 3 . 6Н 2 O →АlСl(ОН) 2 (100-200°С, — HCl , H 2 O ) →Аl 2 O 3 (250-450°С, -HCl,H2O)

АlСl 3(т) + 2Н 2 O (влага) = АlСl(ОН) 2(т) + 2НСl (белый «дым»)

АlCl 3 + ЗNаОН (разб.) = Аl(OН) 3 (аморф.) ↓ + ЗNаСl

АlСl 3 + 4NаОН (конц.) = Nа[Аl(ОН) 4 ] + ЗNаСl

АlСl 3 + 3(NН 3 . Н 2 O) (конц.) = Аl(ОН) 3(аморф.) + ЗNН 4 Сl

АlCl 3 + 3(NН 3 Н 2 O) (конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН 4 Сl + Н 2 O (100°С)

2Аl 3+ + 3Н 2 O + ЗСО 2- 3 = 2Аl(ОН) 3 ↓ + ЗСO 2 (80°С)

2Аl 3+ =6Н 2 O+ 3S 2- = 2Аl(ОН) 3 ↓+ 3Н 2 S

Аl 3+ + 2НРО 4 2- — АlРO 4 ↓ + Н 2 РO 4 —

2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (электролиз,800 °С ,в расплаве N аС l )

Получение АlСl в промышленност и — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Аl 2 O 3 + 3С (кокс) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 °С)

Хлорид железа( II ) F еС l 2 . Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl 2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе 2 Сl 4 . Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе 2 О 3 , как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl 2 4Н 2 O = FеСl 2 + 4Н 2 O (220 °С, в атм. N 2 )

FеСl 2 (конц.) + Н 2 O=FеСl(ОН)↓ + НСl (кипячение)

FеСl 2(т) + Н 2 SO 4 (конц.) = FеSO 4 + 2НСl (кипячение)

FеСl 2(т) + 4HNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 2НСl + Н 2 O

FеСl 2 + 2NаОН (разб.) = Fе(ОН) 2 ↓+ 2NaСl (в атм. N 2 )

FеСl 2 + 2(NН 3 . Н 2 O) (конц.) = Fе(ОН) 2 ↓ + 2NН 4 Cl (80 °С)

FеСl 2 + Н 2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl 2 + O 2 (воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl 3 (t )

2FеСl 2(р) + Сl 2 (изб.) = 2FеСl 3(р)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО — 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н 2 O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O

Fе 2+ + S 2- (разб.) = FеS↓

2Fе 2+ + Н 2 O + 2СО 3 2- (разб.) = Fе 2 СO 3 (OН) 2 ↓+ СO 2

FеСl 2 →Fе↓ + Сl 2 (90°С, в разб. НСl, электролиз)

Получени е: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl = FеСl 2 + Н 2

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Хлорид железа( III ) F еС l 3 . Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl 3 (треугольное строение, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 FеСl 2 FеСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl . 6Н 2 O имеет строение Сl 2Н 2 O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl 3 6Н 2 O=Сl + 2Н 2 O (37 °С)

2(FеСl 8 6Н 2 O)=Fе 2 O 3 + 6НСl + 9Н 2 O (выше 250 °С)

FеСl 3 (10%) + 4Н 2 O = Сl — + + (желт.)

2FеСl3 (конц.) + 4Н 2 O = + (желт.) + — (бц.)

FеСl 3 (разб., конц.) + 2Н 2 O →FеСl(ОН) 2 ↓ + 2НСl (100 °С)

FеСl 3 + 3NaОН (разб.) = FеО(ОН)↓ + Н 2 O + 3NаСl (50 °С)

FеСl 3 + 3(NН 3 Н 2 O) (конц, гор.) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl

4FеСl 3 + 3O 2 (воздух) =2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 °С)

2FеСl 3(р) + Сu→ 2FеСl 2 + СuСl 2

Хлорид аммония N Н 4 Сl . Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

Качественная реакция на ион NН 4 + — выделение NН 3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

NH 4 Cl (т) ⇌ NH 3(г) + HCl (г) (выше337,8 °С)

NН 4 Сl + NаОН (насыщ.) = NаСl + NН 3 + Н 2 O (100 °С)

2NН 4 Сl (Т) + Са(ОН) 2(т) = 2NН 3 + СаСl 2 + 2Н 2 O (200°С)

2NН 4 Сl (конц.) +Mg= Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80°С)

2NН 4 Сl (конц., гор.) + Мg(ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O

NH + (насыщ.) + NO — 2 (насыщ.) =N 2 + 2Н 2 O (100°С)

NН 4 Сl + КNO 3 = N 2 O + 2Н 2 O + КСl (230-300 °С)

Получение : взаимодействие NH 3 с НСl в газовой фазе или NН 3 Н 2 О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(С l О) 2 . Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl 2 и Са(ОН) 2 . Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO) 2 = СаСl 2 + O 2 (180 °С)

Са(СlO) 2(т) + 4НСl (конц.) = СаСl + 2Сl 2 + 2Н 2 O (80 °С)

Са(СlO) 2 + Н 2 O + СO 2 = СаСО 3 ↓ + 2НСlO (на холоду)

Са(СlO) 2 + 2Н 2 O 2 (разб.) = СаСl 2 + 2Н 2 O + 2O 2

Получение:

2Са(ОН) 2 (суспензия) + 2Сl 2(г) = Са(СlO) 2 + СаСl 2 + 2Н 2 O

Хлорат калия КС lO 3 . Соль хлорноватой кислоты НСlO 3 , наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO 3 = ЗКСlO 4 + КСl (400 °С)

2КСlO 3 = 2КСl + 3O 2 (150-300 °С, кат. Мп O 2 )

КСlO 3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80 °С)

3КСlO 3(Т) + 2Н 2 SO 4 (конц., гор.) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(диоксид хлора на свету взрывается: 2С lO 2(Г) = Сl 2 + 2 O 2 )

2КСlO 3 + Е 2(изб.) = 2КЕO 3 + Сl 2 (в разб. Н NO 3 , Е = В r , I )

KClO 3 +H 2 O→H 2 +KClO 4 (Электролиз)

Получение КСlO 3 в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO 3 выделяется на аноде):

КСl + 3Н 2 O →Н 2 + КСlO 3 (40-60 °С,Электролиз)

Бромид калия КВ r . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl 4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

2КВr (т) + 2Н 2 SO 4 (КОНЦ., гор,) + МnO 2(т) =Вr 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + К 2 SO 4

5Вr — + 6Н + + ВrО 3 — = 3Вr 2 + 3Н 2 O

Вr — + Аg + =АgВr↓

2КВr (р) +Сl 2(Г) =2КСl + Вг 2(р)

КВr + 3Н 2 O→3Н 2 + КВrО 3 (60-80 °С, электролиз)

Получение:

К 2 СO 3 + 2НВr = 2КВ r + СO 2 + Н 2 O

Иодид калия К I . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I 2 за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl 4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 O

6I — + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I — + 2Н + + Н 2 O 2 (3%) = I 2 ↓+ 2Н 2 O

2I — + 4Н + + 2NO 2 — = I 2 ↓ + 2NO + 2Н 2 O

5I — + 6Н + + IO 3 — = 3I 2 + 3Н 2 O

I — + Аg + = АgI (желт .) ↓

2КI (р) + Сl 2(р) (нед.) =2КСl + I 2 ↓

КI + 3Н 2 O + 3Сl 2(р) (изб.) = КIO 3 + 6НСl (80°С)

КI (Р) + I 2(т) =K) (Р) (кор.) («йодная вода»)

КI + 3Н 2 O→ 3Н 2 + КIO 3 (электролиз,50-60 °С)

Получение:

К 2 СO 3 + 2НI = 2 К I + СO 2 + Н 2 O

Основным промышленным методом получения является концентрированного NaCl (рис. 96). При этом на выделяется (2Сl’ – 2e– = Сl 2), а в катодном пространстве выделяется (2Н · + 2e – = H 2) и образует NaOH.

При лабораторном получении обычно пользуются действием МnО 2 или КМnО 4 на :

МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Cl 2 + 2Н 2 О

2КМnО 4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 О

По своей характерной химической функции подобен - он также является активным одновалентным металлоидом. Однако его меньше, чем у . Поэтому последний способен вытеснять из соединений.

Взаимодействие с по Н 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 ккал

при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим и т. д.) сопровождается .

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

Первая из них отчасти протекает уже при обычных условиях и практически нацело – при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких . Для проведения процесса служат механические большой производительности.

Сl 2 + Н 2 О = НСl + НОСl

Будучи соединением неустойчивым, НОСl медленно разлагается даже в таком разбавленном . называются хлорноватистокислыми, или . Сама НОСl и ее являются очень сильными .

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси . Так как по мере образования Н будут связываться ОН" в недиссоциированные , сместится вправо. Применяя, например, NaOH имеем:

Сl 2 + Н 2 О <–––> НОСl + НСl

HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O

или в общем:

Сl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н 2 О

В результате взаимодействия с получается, следовательно, смесь хлорноватистой и . Образующийся (« ») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки и .

1) НОСl = НСl + О

2) 2НОСl = Н 2 О + Сl 2 О

3) 3HOCl = 2НСl + НСlО 3

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому–нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение идет по первому из них. Так же протекает оно в присутствии , способных легко присоединять , и некоторых (например» ).

Распад НОСl по третьему типу особенно легко идет при нагревании. Поэтому действие на горячий выражается суммарным уравнением:

ЗСl 2 + 6КОН = KClO 3 + 5КСl + 3Н 2 О

2КСlO 3 + Н 2 С 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

образуется зеленовато–желтая двуокись (г. пл. – 59 °С, т. кип. + 10 °С). Свободная ClO 2 малоустойчива и способна разлагаться со

В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.

Хлор (от греческого χλωρός - зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl (от латинского Chlorum ).

Нахождение в природе

Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.

Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном , в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.

Суточная потребность в хлоре

В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.

Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль - особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат , морепродукты, мясо, и , и , .

Взаимодействие с другими

Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется , и хлором.

Признаки нехватки хлора

Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма - сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.

Признаки избытка хлора

Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта. Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.

Хлор в организме человека:

регулирует водный и кислотно-щелочной баланс,
выводит жидкость и соли из организма в процессе осморегуляции,
стимулирует нормальное пищеварение,
нормализует состояние эритроцитов,
очищает печень от жира.

Основное применение хлора - химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором - практически единственный доступный способ очистки воды.

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

Что такое хлор: общие факты

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

Использование хлора

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

Чем хлор опасен для людей

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

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

Чем вредна хлорка: что происходит с хлором в организме

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

Вред хлорки: ближайшие последствия для здоровья воздействия хлора

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

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

Что делать, если вы подверглись воздействию хлора

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

Как лечится отравление хлором

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

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

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

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

Вред хлорки в качестве дезинфицирующего средства

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

Почему можно отравиться хлокой в бассейне?

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

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

Чем хлор опасен дома

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

Как обезопасить себя от воздействия хлора

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