Производство хлора — chlorine production

Управляющие свойства

При парциальном давлении выше 10 кПа (1,5 фунта на квадратный дюйм) (или концентрациях в газовой фазе более 10% объема воздуха при стандартном давлении ) ClO ₂ может взрывоопасно разлагаться на хлор и кислород . Разложение может быть инициировано светом, горячими точками, химической реакцией или ударным давлением. Таким образом, с газообразным диоксидом хлора никогда не обращаются в концентрированном виде, но почти всегда с ним обращаются как с растворенным в воде газом в диапазоне концентраций от 0,5 до 10 граммов на литр. Его растворимость увеличивается при более низких температурах, поэтому обычно используют охлажденную воду (5 ° C, 41 ° F) при хранении в концентрациях выше 3 граммов на литр. Во многих странах, например в США, газообразный диоксид хлора нельзя транспортировать в любой концентрации, и он почти всегда производится на месте применения с использованием генератора диоксида хлора. В некоторых странах растворы диоксида хлора с концентрацией ниже 3 граммов на литр могут транспортироваться по суше, однако они относительно нестабильны и быстро портятся.

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота НClO₃ — нестойкая кислота, которая так же, как и ее соли, является сильным окислителем. Наиболее важная соль хлорноватой кислоты — хлорат калия KClO₃, который получают пропусканием избытка хлора через горячий раствор гидроокиси калия или нагреванием раствора, содержащего гипохлорит-ионы и ионы калия

3 ClO- → СlO₃— + 2Сl-

Путем кристаллизации хлорат калия можно отделить от образовавшегося в процессе реакции хлорида калия, так как растворимость хлората при низких температурах значительно меньше растворимости хлорида (3 и 28 г в 100 г воды при 0°С соответственно).

Хлорат калия — кристаллическое белое вещество, применяемое в качестве окислителя при изготовлении спичек и горючих смесей для фейерверков, а также при производстве красок.

Раствор аналогичной соли — хлората натрия NaClO₃ — применяют в сельском хозяйстве для борьбы с сорняками. С этой целью можно применять также и хлорат калия, однако натриевые соли дешевле, и по этой причине их шире используют в тех случаях, когда важен только анион. Тем не менее иногда соли натрия не обладают нужными свойствами (они, например, гигроскопичны и поэтому поглощают влагу из воздуха и расплываются); в таких случаях предпочтение отдают солям калия, хотя они и значительно дороже.

Все хлораты в смеси с восстановителями образуют легко взрывающиеся составы; обращаться с ними следует крайне осторожно. Применять хлорат натрия как средство борьбы с сорняками надо с соблюдением мер предосторожности, поскольку горючие материалы, например дерево или одежда, смоченная раствором хлората, после высыхания могут воспламениться от трения

Точно так же весьма опасно измельчать хлорат вместе с серой, древесным углем или другими восстановителями.

Опасность для человека и природы

Как и другие галогены хлор способен наносить вред человеку. Этот газ, будучи сильным окислителем, способен к образованию кислот при контакте с влагой воздуха. Эта особенность оказывает поражающее воздействие на лёгочную ткань живых существ, вызывая сильные химические ожоги. Это свойство хлора было применено Германией в начале 20-го века во время Первой мировой войны, где этот газ, наряду с некоторыми другими, использовался в качестве боевого отравляющего вещества.

Поскольку вода входит в состав всех живых клеток и является неотъемлемой частью биосферы, образование кислот хлора может наносить урон не только людям, но и всем живым существам.

Ещё одно важное свойство хлора – его участие в ионно-солевом обмене живых организмов. Этот биогенный элемент присутствует во всех живых организмах, включая растения, и его наличие крайне важно для правильного существования

Превышение концентрации хлорид-ионов приводит к множественным нарушениям в нормально ионно-солевом обмене, поддержании осмотического давления клеток, что приводит к их гибели и ухудшению общего состояния организма.

Существуют организмы-экстремофилы, которые могут существовать в условиях с высокой концентрацией хлора в окружающей среде – галофилы. Галофилы-растения называются галофитами, а галофилы-бактерии – галобактериями.

Хлористая кислота и хлориты

При пропускании двуокиси (диоксида) хлора ClO₂ (она будет рассмотрена позже) через раствор гидроокиси натрия или другой щелочи образуются хлорит-и хлорат-ионы

2СlO₂ + 2OН- → СlO₂— + СlO₃— + Н₂O

Это реакция самоокисления — самовосстановления (аутоокисления — аутовосстановления): один из атомов хлора, имеющих в двуокиси хлора степень окисления +4, окисляется до степени окисления +5, а второй восстанавливается в то же время до степени окисления +3. Чистый хлорит натрия ЫаСЮг можно получить, пропуская двуокись хлора через раствор перекиси натрия

2СlO₂ + Na₂O₂ → 2Na+ + 2СlO₂— + О₂

В этой реакции перекисный кислород служит восстановителем, понижающим степень окисления хлора от +4 до +3.

Хлорит натрия — сильное отбеливающее средство, применяемое в текстильном производстве.

Кислородные кислоты и окислы иода

Иод реагирует с ионом гидроксила в холодном щелочном растворе с образованием гипоиодит-иона IO- и иодид-иона

I₂  + 2OН- → IO- + I- + Н₂O

При нагревании раствора реакция идет дальше до образования йодат-иона IO₃—

3IO- →  IO₃— +2I-

Таким методом можно получать и соли иодноватистой (НIO) и йодноватой (НIO₃) кислот. Йодноватую кислоту НIO₃ обычно получают окислением иода концентрированной азотной кислотой

I₂ + 10HNO₃ → 2НIO₃ + 10NО₂ +4Н₂O

Йодноватая кислота является твердым белым веществом, очень мало растворимым в концентрированной азотной кислоте; вследствие этого ее легко можно выделить в процессе реакции. Главные ее соли — йодат калия КIO₃ и йодат натрия NaIO₃ — белые кристаллические вещества.

Рис. 8.2. Периодат-ион IO₆5-.

Йодная кислота имеет нормальную формулу Н₅IO₆ с октаэдрическим расположением атомов кислорода вокруг атома иода, как показано на рис. 8.2. Такое различие в составе этой молекулы и аналогичной молекулы хлорной кислоты НClO₄ обусловлено большими размерами атома иода, вокруг которого могут разместиться шесть атомов кислорода вместо четырех. Координационное число иода в йодной кислоте равно, следовательно, 6.

Существует ряд периодатов, отвечающих формуле Н₅IO₆ для йодной кислоты, и второй ряд, отвечающий формуле НIO₄. К первому ряду относятся К₂Н₃IO₆, Аg₅IO₆ и др. Периодат натрия NaIO₄ — соль, относящаяся ко второму ряду; в небольших количествах она содержится в чилийской селитре.

В обеих формах йодной кислоты Н₅IO₆ и НIO₄ (неустойчивая форма, дающая, однако, устойчивые соли) иод находится в одной и той же степени окисления +7. Равновесие между двумя формами этой кислоты определяется реакцией гидратации

НIO₄ + 2Н₂O ⇔ Н₅IO₆

Пятиокись (пентоксид) иода I₂O₅ или йодноватый ангидрид получают в виде белого порошка при медленном нагревании йодноватой или йодной кислоты

2НIO₃ → I₂O₅ + Н₂O

2Н₅IO₆ → I₂O₅ + 5Н₂O + O₂

По-видимому, ангидрид йодной кислоты I₂O₇ неустойчив; сообщений о его получении не было.

Низший окисел иода IO₂ можно получить обработкой солей йодноватой кислоты (йодатов) концентрированной серной кислотой с последующим добавлением воды. Этот окисел представляет собой желтое твердое вещество, обладающее парамагнитными свойствами.

Другие методы

Перед тем как электролитические методы были использованы для производства хлора, прямое окисление из хлористого водорода с кислородом (часто , хотя воздействие воздуха) было реализовано в процессе Deacon :

4 HCl + O ₂ → 2 Cl ₂ + 2 H ₂ O

Эта реакция осуществляется с использованием хлорида меди (II) (CuCl ₂ ) в качестве катализатора и проводится при высокой температуре (около 400 ° C). Количество извлеченного хлора составляет примерно 80%. Из-за чрезвычайно агрессивной реакционной смеси промышленное использование этого метода затруднено, и несколько пилотных испытаний в прошлом потерпели неудачу. Тем не менее, последние события обнадеживают. Недавно Sumitomo запатентовала катализатор для процесса Дикона, в котором используется оксид рутения (IV) (RuO ₂ ).

Еще один более ранний способ получения хлора заключался в нагревании рассола с кислотой и диоксидом марганца .

2 NaCl + 2H ₂ SO ₄ + MnO ₂ → Na ₂ SO ₄ + MnSO ₄ + 2 H ₂ O + Cl ₂

Используя этот процесс, химик Карл Вильгельм Шееле первым выделил хлор в лаборатории. Марганца может быть восстановлен с помощью процесса Weldon .

Небольшие количества газообразного хлора можно получить в лаборатории, поместив концентрированную соляную кислоту в колбу с боковым рычагом и присоединенной резиновой трубкой. Затем добавляют диоксид марганца и колбу закрывают пробкой. Реакция не является сильно экзотермической. Поскольку хлор плотнее воздуха, его можно легко собрать, поместив трубку в колбу, где он вытеснит воздух. После заполнения колбу для сбора можно закрыть пробкой.

Другой метод получения небольших количеств газообразного хлора в лаборатории — это добавление концентрированной соляной кислоты (обычно около 5 М) к гипохлориту натрия или раствору хлората натрия.

Перманганат калия можно использовать для образования газообразного хлора при добавлении к соляной кислоте.

приложений

Приблизительно 15 000 соединений хлора коммерчески используются сегодня. Хлорид натрия, безусловно, является наиболее распространенным соединением хлора и является основным источником хлора и соляной кислоты для огромной химической промышленности хлора.

Из всего произведенного элементарного хлора примерно 63% используется для производства органических соединений, 18% — для производства неорганических соединений хлора, а оставшиеся 19% получаемого хлора используются для отбеливания и дезинфекции..

Среди наиболее значимых органических соединений с точки зрения объема производства являются 1,2-дихлорэтан и винилхлорид (промежуточными продуктами при производстве ПВХ), хлористый метил, хлористый метилен, хлороформ, хлористый винилиден, среди прочих.

Основные неорганические соединения включают в себя HCl, Cl2O, HOCl, NaClO 3, AlCl3, SiCl4, SnCl4, PCl3, PCl 5, POCl3, AsCl3, SbCl3, SbCl5, BiCl 3, S2Cl2, SCL2, SOCl2, ClF 3, ICl, ICl3, TiCl3, TiCl4, MoCl5 , FeCl3, ZnCl2 и многие другие.

Газообразный хлор используется в промышленных процессах отбеливания, очистки сточных вод, в производстве таблеток для хлорирования бассейнов или в химической войне..

Газообразный хлор (известный как бертолит) впервые был использован Германией в качестве оружия в Первой мировой войне..

После его первого использования обе стороны в конфликте использовали хлор в качестве химического оружия, но вскоре его заменили фосген и горчичный газ, которые являются более смертоносными.

Газообразный хлор также использовался во время войны в Ираке в провинции Анбар в 2007 году..

Свойства хлора

Хлор представляет собой химически активный неметалл, принадлежащий группе галогенов. Входит в таблицу Менделеева под атомарным номером 17. При нормальных условиях представляет собой газ, имеющий удушливый запах и желто-зеленый оттенок. Он ядовит, тяжелее воздуха в 3 раза.

Свойства хлора заключаются в том, что из-за высокой химической активности, он вступает в реакцию почти со всеми элементами таблицы. Поэтому вещество практически не встречается в чистом виде. В природе его можно встретить лишь в составе минералов: сильвина, бишофита, галита, сильвина, карналитта и др. На воздействие щелочей и воды, реагирует переходом в хлорноватистую и соляную кислоту.

В 1772 г. вещество впервые было получено Джозефом Пристли в результате эксперимента. Однако не в чистом виде, а как соединение с водородом. А уже через 2 года было получено вещество в чистом виде. Для проведения эксперимента шведский химик Карл Вильгельм Шееле использовал диоксид марганца и хлороводород.

Однако из-за выраженного запаха вещество долго причисляли к одной из форм соляной кислоты. Химик Г. Дэви в 1811 году сумел доказать ошибочность этого суждения. В ходе эксперимента ему удалось разложить поваренную соль на два компонента: натрий и хлор. Он же предложил для нового вещества название – хлорин. Оно переводится с греческого как «зеленый», что намекает на природный цвет газа. А еще через год Ж. Гей-Люссак уменьшил его до «хлор».

Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

 Простые вещества

Водный раствор Cl₂ окисляет соединения S–2 (H₂S и сульфиды) до S+6, восстанавливаясь до степени окисления -1 (так как, находясь в седьмой группе периодической таблицы элементов, принять они могут только один электрон):

4Cl₂ + H₂S + 4H₂O →  H₂SO₄ + 8HCl

4Cl₂ + Na₂S + 4H₂O →  Na₂SO₄ + 8HCl

Br₂ и I₂ являются более слабыми окислителями и поэтому окисляют сероводород преимущественно до S.

Водные растворы Cl₂ и Br₂ окисляют соединения S+4 до S+6:

Cl₂ + SO₂ + 2H₂O →  H₂SO₄ + 2HCl

Br₂ + SO₂ + 2H₂O →  H₂SO₄ + 2HBr

Cl₂ и Br₂ окисляют аммиак с образованием хлорида и бромида аммония:

3Cl₂ + 8NH₃  →  N₂­ + 6NH₄Cl

3Br₂ + 8NH₃  →  N₂­ + 6NH₄Br

F₂, Cl₂ и Br₂ окисляют пероксид водорода с образованием кислорода:

F₂ + H₂O₂ →  O₂­ + 2HF

Cl₂ + H₂O₂ →  O₂­ + 2HCl

Br₂ + H₂O₂ →  O₂­ + 2HBr

F₂, Cl₂ и Br₂ окисляют соединения железа, хрома, марганца и др. в промежуточных степенях окисления, преимущественно в щелочной среде:

3F₂ + 2Fe(OH)₃ + 10KOH →  2K₂FeO₄ + 6KF + 8H₂O

3Cl₂ + 2Fe(OH)₃ + 10KOH →  2K₂FeO₄ + 6KCl + 8H₂O

3Br₂ + 2Fe(OH)₃ + 10KOH →  2K₂FeO₄ + 6KBr + 8H₂O

2Br₂ + 2CrCl₂ + 8NaOH →  Na₂CrO₄ + 2NaCl + 4NaBr + 4H₂O

3Br₂ + 2NaCrO₂ + 8NaOH →  2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 4H₂O

3Cl₂ + 2CrCl₃ + 16KOH →  2K₂CrO₄ + 12KCl + 8H₂O

3Br₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 16NaOH →  2Na₂CrO₄ + 3Na₂SO₄ + 6NaBr + 8H₂O

3Cl₂ + 2K₃[Cr(OH)₆] + 4KOH →  2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O

2Br₂ + Mn(NO₃)₂ + 8NaOH →  Na₂MnO₄ + 4NaBr + 2NaNO₃ + 4H₂O

F₂ + NaBrO₃ + 2NaOH →  NaBrO₄ + 2NaF + H₂O

I₂ + K₂SO₃ + 2KOH →  K₂SO₄ + 2KI + H₂O

Br₂ + 2K₂MnO₄ →  2KMnO₄ + 2KBr

Галогены также окисляют кислоты и кислотные оксиды, в которых неметалл имеет промежуточную степень окисления:

2Cl₂ + H₃PO₂ + 7KOH →  K₃PO₄ + 4KCl + 5H₂O

2I₂ + As₂O₃ + 5H₂O →  2H₃AsO₄ + 4HI

 Кислородсодержащие кислоты и соли хлора являются сильными окислителями.

При восстановлении любых соединений с положительными степенями окисления галогенов последние восстанавливается по максимуму, до Г– .

Восстановление кислот:

5HClO₃ + 6P + 9H₂O → 5HCl + 6H₃PO₄

2HClO₃ + 3P₂O₃ + 9H₂O → 2HCl + 6H₃PO₄

4HClO + PH₃  → 4HCl + H₃PO₄

HClO₃ + 6HBr → 3Br₂ + HCl + 3H₂O

HClO₃ + 6HI → 3I₂ + HCl + 3H₂O

Восстановление солей:

KClO₄ + 8HI → KCl + 4I₂ + 4H₂O

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂ + 3H₂O

2KClO₃ + 3P₂O₃ → 2KCl + 3P₂O₅

KClO₃ + 3H₂O₂ → KCl + 3O₂ + 3H₂O

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I₂, а не до йодид-иона
KIO₃ + 5KI + 3H₂SO₄ → 3I₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O.

В щелочной среде соединения Fe, Cr и Mn окисляются до ферратов (FeO₄2–), хроматов (CrO₄2–) и манганатов (MnO₄2–), соответственно:

2KClO₃ + 3FeSO₄ + 12KOH → 2KCl + 3K₂FeO₄ + 3K₂SO₄ + 6H₂O

KClO₃ + 2CrCl₃ + 10KOH → 7KCl + 2K₂CrO₄ + 5H₂O

KClO₃ + 2Cr(OH)₃ + 4NaOH → KCl + 2Na₂CrO₄ + 5H₂O

2KClO₃ + 3MnO + 6KOH → 2KCl + 3K₂MnO₄ + 3H₂O

KClO₃ + 3MnO₂ + 6KOH → KCl + 3K₂MnO₄ + 3H₂O

NaClO₃ + Cr₂O₃ + 2K₂CO₃ → NaCl + 2K₂CrO₄ + 2CO₂

NaClO₃ + Cr₂O₃ + 4NaOH → NaCl + 2Na₂CrO₄ + 2H₂O.

При окислении галогенидов Г– как правило образуются простые вещества (Cl₂, Br₂ и I₂).

Примеры реакций с Cl–, Br–, I– :

16HCl + 2KMnO₄ → 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O + 2MnCl₂

4HCl + MnO₂ → Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

14HCl + K₂Cr₂O₇ → 3Cl₂ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O

6HCl + KClO₃ → 3Cl₂ + KCl + 3H₂O

2HCl + KClO → Cl₂ + KCl + H₂O

HCl + HClO → Cl₂ + H₂O

4HCl + PbO₂ → Cl₂ + PbCl₂ + 2H₂O

4HCl + Ca(ClO)₂ → 2Cl₂ + CaCl₂ + 2H₂O

14HI + K₂Cr₂O₇ → 3I₂ + 2CrI₃ + 2KI + 7H₂O

8HI + KClO₄ → 4I₂ + KCl + 4H₂O

6KI + KClO₃ + 3H₂SO₄ → 3I₂ + 3K₂SO₄ + KCl + 3H₂O

10KI + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ → I₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

10KBr + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Br₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

Только HI окисляется соединениями Fe+3 и Cu+2 :

6HI + 2Fe(OH)₃ → I₂ + 2FeI₂ + 6H₂O

6HI + Fe₂O₃ → I₂ + 2FeI₂ + 3H₂O

6KI + 2FeBr₃&nbsp →  I₂ + 2FeI₂ + 6KBr

4HI + 2CuCl₂ → I₂ + 2CuI + 4HCl

4KI + 2CuSO₄ → I₂ + 2CuI + 2K₂SO₄

4KI + 2Cu(NO₃)₂ → I₂ + 2CuI + 4KNO₃

При взаимодействии HI с соединениями Fe+2 и Cu+1, а также других галогеноводородов с Fe+3 и Cu+2, идут обычные реакции ионного обмена:

HI + Fe(OH)₂ → FeI₂ + H₂O

3HCl + Fe(OH)₃ → FeCl₃ + 3H₂O

Ионы I– и Br– могут окисляться кислотами-окислителями:

8HI + H₂SO₄(к) → 4I₂  + H₂S + 4H₂O

2HBr + H₂SO₄(к) → Br₂ + SO₂ + 2H₂O

8KI + 5H₂SO₄(к) → 4I₂ + H₂S + 4K₂SO₄ + 4H₂O

2KBr + 2H₂SO₄(к) → Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

2KI + 4HNO₃(к) → I₂ + 2NO₂ + 2KNO₃ + 2H₂O

2KBr + 4HNO₃(к) → Br₂ + 2NO₂ + 2KNO₃ + 2H₂O.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl— бесцветный газ, на воздухе дымит
вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом,
сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в
желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он
находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор
HCl называетсясоляной
(хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые
кислоты из их солей. Соли —хлориды— твёрдые кристаллические вещества с
высокими температурами плавления.Ковалентные хлориды—
соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые
вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко
гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:

PCl₅+ 4H₂O
= H₃PO₄+
5HCl

Оксид хлора(I) Cl₂O., газ буровато-желтого цвета с резким
запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя
хлорноватистую кислоту.Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и
неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный
окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли —гипохлориты, малоустойчивы
(NaClO*H₂O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители.
Широко используется для отбеливания и дезинфекциихлорная известь, смешанная соль
Ca(Cl)OClХлористая кислота HClO₂, в свободном виде неустойчива, даже в
разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли
—хлориты, как правило,
бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты
проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее
применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO₂.Оксид хлора(IV) ClO₂, — зеленовато-желтый газ с неприятным
(резким) запахом, …Хлорноватая кислота, HClO₃— в свободном виде нестабильна:
диспропорционирует на ClO₂и
HClO₄. Соли —хлораты; из них наибольшее значение имеют
хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с
восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль) — KClO₃,
использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой
опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве
слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.Хлорная кислота HClO₄, в водных растворах хлорная кислота —
самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная
кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из
72%-ной HСlO₄мало
устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли —перхлораты,
применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: — В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука;
— Для отбеливания ткани и бумаги;
— Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений;
— Для обеззараживания воды — «хлорирования»;
— В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925;
— В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений;
— В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Медицинские офисы KDLmed

• КЛИНИКА 1
• КЛИНИКА 2
• КЛИНИКА 3

АДРЕС:г. Пятигорск, проспект 40 лет Октября, 62/3

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 14:00 / вс 8:30 — 13:00
Взятие крови: пн-сб 7:30 — 12:00
вс 8:30 — 12:00
Взятие мазка: пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 13:30 / вс 8:30 — 12:00

ТЕЛЕФОН:(8793) 330-640
+7 (928) 225-26-74

АДРЕС:г. Пятигорск, проспект 40 лет Октября, 14

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 14:00 / вс 8:30 — 13:00
Взятие крови: пн-сб 7:30 — 12:00
вс 8:30 — 12:00
Взятие мазка: пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 13:30 / вс 8:30 — 12:00

ТЕЛЕФОН:(8793) 327-327
+7 (938) 302-23-86

АДРЕС:г. Пятигорск, ул. Адмиральского, 6А

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 14:00
Взятие крови: пн-сб 7:30 — 12:00
Взятие мазка: пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 13:30

ТЕЛЕФОН:(8793) 98-13-00
+7 (928) 363-81-28

АДРЕС:г. Ставрополь, ул. Ленина, 301

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 15:00
сб 7:30 — 14:00 / вс 8:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(8652) 35-00-01
+7 (938) 316-82-52

• КЛИНИКА 1
• КЛИНИКА 2

АДРЕС:г. Невинномысск, ул. Гагарина, 19

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 15:00
вс 8:30 — 14:00

ТЕЛЕФОН:(86554) 7-08-18
+7 (928) 303-82-18

АДРЕС:г.Невинномысск, ул. Гагарина, 60

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:8 (86554) 6-08-81
8 (938) 347-42-17

АДРЕС:г. Нефтекумск, 1-й микрорайон, ул. Дзержинского, 7

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86558) 4-43-83
+7 (928) 825-13-43

АДРЕС:г. Буденновск, пр. Энтузиастов, 11-Б

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 13:00
вс 8:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86559) 5-55-95
+7 (938) 302-23-89

АДРЕС:г. Зеленокумск, ул. Гоголя, д.83

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 13:00
вс 8:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86552) 6-62-14
+7 (938) 302-23-90

АДРЕС:г. Минеральные Воды, ул. Горская, 61, 13/14

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 16:00 / вс 8:30 — 15:00

ТЕЛЕФОН:(87922) 6-59-29
+7 (938) 302-23-88

• КЛИНИКА 1
• КЛИНИКА 2

АДРЕС:г. Ессентуки, ул. Володарского, 32

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 14:30 / вс 8:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(87934) 6-62-22
+7 (938) 316-82-51

АДРЕС:г.Ессентуки, ул.Октябрьская 459 а

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 15:00
сб 7:30 — 14:30

ТЕЛЕФОН:(87934) 99-2-10
+7 (938) 300-75-28

АДРЕС:г. Георгиевск, ул. Ленина, 123/1

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 14:00 / вс 8:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(87951) 50-9-50
+7 (938) 302-23-87

АДРЕС:г. Благодарный, ул. Первомайская, 38

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 15:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86549) 24-0-24
+7 (928) 363-81-37

АДРЕС:г. Светлоград, ул. Пушкина, 19 (Центр, Собор)

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 15:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86547) 40-1-40
+7 (928) 363-81-41

АДРЕС:с. Донское, ул. 19 Съезда ВЛКСМ, 4 А

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86546) 34-330
+7 (928) 363-81-25

АДРЕС:г. Новоалександровск, ул. Гагарина, 271 (пересечение с ул. Пушкина)

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:8(86544) 5-46-44
+7 (928) 363-81-45

АДРЕС:с. Александровское, ул. Гагарина, 24

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 15:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86557) 2-13-00
+7 (928) 363-81-35

АДРЕС:с. Кочубеевское, ул. Братская, 98 (ТЦ «ЦУМ»)

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 13:00
сб 7:30 — 13:00
вс 8:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86550) 500-22
+7 (928) 363-81-42

АДРЕС:г. Железноводск, ул. Ленина, 127

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 17.30
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(87932) 32-8-26
+7 (928) 363-81-30

АДРЕС:с. Арзгир, ул. Кирова, 21 (Рынок)

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 14:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:(86560) 31-0-41
+7 (928) 363-81-44

АДРЕС:г.Ипатово, ул. Ленинградская, 54

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:8 (86542) 5-85-15
8 (938) 347-42-16

АДРЕС:ст. Ессентукская, ул. Павлова, 17

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 16:00
сб 7:30 — 14:30

ТЕЛЕФОН:8 (87961) 6-61-00
8 (938) 347-42-18

АДРЕС:ст. Курская, ул. Калинина, д. 188

ВРЕМЯ РАБОТЫ:пн-пт 7:30 — 18:00
сб 7:30 — 13:00

ТЕЛЕФОН:8(87964) 5-40-10
8(938) 347-43-29

• Пятигорск
• Ставрополь
• Невинномысск

• Нефтекумск
• Буденновск
• Зеленокумск

• Минеральные Воды
• Ессентуки
• Георгиевск

• Благодарный
• Светлоград
• Донское

• Новоалександровск
• Александровское
• Кочубеевское

• Железноводск
• Арзгир
• Ипатово

• Ессентукская
• Курская

Теплопроводность хлора

В таблице представлены значения коэффициентов теплопроводности газообразного хлора при нормальном атмосферном давлении в интервале температуры от -70 до 400°С.

Коэффициент теплопроводности хлора при нормальных условиях составляет 0,0079 Вт/(м·град), что в 3 раза меньше чем у воздуха при тех же температуре и давлении. Нагревание хлора приводит к повышению его теплопроводности. Так, при температуре 100°С, значение этого физического свойства хлора увеличивается до 0,0114 Вт/(м·град). 

Биологическая роль

Первостепенная «задача» хлора – поддержание постоянного осмотического давления в крови, лимфе, внутриклеточных жидкостях, которое потенцирует выведение из организма излишка отработанных веществ и распределение полезных соединений в тканях, клетках и сосудах.

Другие свойства макроэлемента:

• участвует в механизмах транспортировки веществ в клетки;
• улучшает пищеварение, за счет присутствия в желудочном соке;
• «отвечает» за полноценную работу головного мозга, в том числе передачу нервных импульсов между нейронами;
• потенцирует расщепление жиров;
• регулирует кислотно – щелочной баланс в организме;
• предотвращает появление отёчности;
• нормализует артериальное давление;
• активирует амилазу;
• улучшает функционирование сердечно – сосудистой системы;
• предохраняет организм от обезвоживания;
• поддерживает нормальный уровень рН клеток;
• поддерживает жизнеспособность эритроцитов;
• потенцирует выведение из клеток и тканей углекислого газа, шлаков, токсинов;
• улучшает функциональное состояние печени;
• помогает суставной ткани оставаться гибкой и эластичной.

Биохимические реакции в организме человека, в которых участвуют ионы натрия и калия происходят только в присутствии хлора.

Биологическая роль

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

У животных и человека ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na+/K+ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90—95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно (взаимно) с гидрокарбонат-ионами HCO₃− (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5—10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20—0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3—6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки, на которых нет конкуренции. Растения, произрастающие на засоленных почвах, называются галофитами. Они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду, притеняя поверхности от солнечного света.

Хлор – что это за элемент?

Хлор – химический элемент группы галогенов. В нормальных условиях он выглядит, как ядовитый газ желтовато-зеленого цвета с резким запахом. Благодаря своей реакционной способности и склонности к окислению других веществ, хлор широко используется для отбеливания тканей, обеззараживания воды.

Область применения

Хлор используется для отбеливания и обеззараживания, однако, на этом его полезные свойства не ограничиваются. Этот газ имеет большое значение в различных отраслях промышленности: металлургической, полимерной, аграрной. Например, в полимерной промышленности хлор применяют для производства пластика (поливинилхлорида), технологических добавок для резин вроде хлорпарафина ХП-470 А. Эта добавка массово используется в производстве резинотехнических изделий антипирена и ингибитора горения.

Свободный хлор

Понятие «свободный хлор» имеет широкую трактовку. Общеустановленного толкования терминов, связанных с хлором по отношению к воде, нет. В СанПиН и ГОСТ 18190-72 (методика йодометрического титрования) свободным остаточным хлором называют ту его часть, которая присутствует в воде в виде хлорноватистой кислоты, ионов её солей (гипохлоритов) или растворённого молекулярного хлора.

Активный хлор, который по определениям СанПиН и ГОСТ не является свободным, может таким считаться в повседневном общении. Активным хлором называют равновесную концентрацию хлорноватистой кислоты в исследуемой пробе.

Связанный хлор

Связанным или «связанным остаточным хлором» называют ту часть хлора, которая находится в исследуемой пробе в форме органических и неорганических хлораминов – веществ общего состава NH_3-nnCl_n и R-NH_2-nnCl_n. Хлорамины, как и хлорноватистая кислота, являются обеззараживающими и окисляющими агентами, – их активность на несколько порядков ниже, – поэтому их применение весьма ограничено и не считается целесообразным. Часть хлорноватистой кислоты в условиях, подразумевающих водопользование, сама по себе переходит в хлорамины, чем и обусловлено её присутствие в большинстве проб вод, содержащих хлор.

Переход хлора из одной формы в другую в водоёмах и трубопроводах – комплексный физико-химический процесс, тяжело поддающийся описанию. Эта способность хлора к переходу из одной формы в другие связана с его высокой реакционной способностью.

[править] Физические свойства

Хлор — тяжелый газ желтовато-зеленого цвета с резким, удушливым запахом, неметалл. При вдыхании очень раздражает слизистую оболочку и вызывает острый кашель, а в больших количествах — даже смерть.

Под давлением около 6 атмосфер хлор уже при обычной температуре сжижается в желтую тяжелую жидкость, которая под нормальным давлением кипит при −34 °С, а при −102,4 °С замерзает в желтоватую кристаллическую массу. Сжиженный хлор хранят и транспортируют в стальных баллонах.

В воде хлор растворяется хорошо. В одном объеме воды при обычной температуре растворяется более двух объемов хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой.

Вязкость хлора

Коэффициент динамической вязкости газообразного хлора в интервале температуры 20…500°С можно приближенно вычислить по формуле:

где η_T — коэффициент динамической вязкости хлора при заданной температуре T, К;
η_T — коэффициент динамической вязкости хлора при температуре T=273 К (при н. у.);
С — константа Сюзерленда (для хлора С=351).

При нормальных условиях динамическая вязкость хлора равна 0,0123·10-3 Па·с. При нагревании такое физическое свойство хлора, как вязкость, принимает более высокие значения.

Жидкий хлор имеет вязкость на порядок выше, чем газообразный. Например, при температуре 20°С динамическая вязкость жидкого хлора имеет величину 0,345·10-3 Па·с и при росте температуры снижается.

1. Барков С. А. Галогены и подгруппа марганца. Элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. М.: Просвещение, 1976 — 112 с.
2. Варгафтик Н. Б. Справочник по теплофизическим свойствам газов и жидкостей.
3. Таблицы физических величин. Справочник. Под ред. акад. И. К. Кикоина. М.: Атомиздат, 1976 — 1008 с.
4. 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.

Вывод

Лучшие материалы месяца

• Коронавирусы: SARS-CoV-2 (COVID-19)
• Антибиотики для профилактики и лечения COVID-19: на сколько эффективны
• Самые распространенные «офисные» болезни
• Убивает ли водка коронавирус
• Как остаться живым на наших дорогах?

Хлор – важнейший биогенный элемент для человеческого организма, который входит в состав практически всех клеток кожи, крови и костной ткани.

Данное вещество участвует в образовании желудочного сока, стимулировании выработки ферментов, формировании плазмы крови. Соединение играет ключевую роль в поддержании кислотно-щелочного и осмотического равновесия в лимфе, крови, спинномозговой жидкости. Наряду с этим, хлориды потенцируют отложение гликогена в тканях печени, вследствие чего повышается энергетический потенциал организма, особенно при физических нагрузках.

Дисбаланс хлора в организме в 80 % случаев сопровождается ухудшением общего самочувствия и появлением осложнений со стороны нервно-мышечной или сердечно-сосудистой систем.

Наибольшее содержание хлора в обычной поваренной соли, ввиду чего гипохлоремия у людей – редкое явление.

Больше свежей и актуальной информации о здоровье на нашем канале в Telegram. Подписывайтесь: https://t.me/foodandhealthru

Автор статьи:

Тедеева Мадина Елкановна

Специальность: терапевт, врач-рентгенолог, диетолог.

Общий стаж: 20 лет.

Место работы: ООО “СЛ Медикал Груп” г. Майкоп.

Образование: 1990-1996, Северо-Осетинская государственная медицинская академия.

Другие статьи автора

Будем признательны, если воспользуетесь кнопочками:

Похожие записи:

Двухдневный сплит или программа 2 тренировки в неделю Как и где восстановить паспорт рф при утере: что делать в первую очередь Хе из минтая. рецепт в домашних условиях оригинальный по-корейски с морковью, уксусом, луком Томатная паста Постные продукты и примерное меню того, что можно кушать в пост (строгий и нестрогий) Солим сало в рассоле. готовность через 3 суток. изумительный рецепт