Хлоринол что это такое


Гипохлорит натрия — Википедия

Гипохлорит натрия

({{{картинка}}})
Систематическое
наименование
Гипохлорит натрия
Традиционные названия Гипохлорит натрия,
лабарракова вода, жавелевая вода[К 1]
Хим. формула NaOCl
Рац. формула NaOCl
Молярная масса 74,443 г/моль
Плотность пентагидрат: 1,574[1] г/см³;
1,1[2]
Температура
 • плавления NaOCl · 5H2O[К 2]: 24,4 °C;
NaOCl · 2,5H2O: 57,5[3]
 • разложения 5%-й раствор[2]: 40 °C
Энтальпия
 • образования пентагидрат[К 3]: − 350,4[3] кДж/моль
Растворимость
 • в воде NaOCl · 5H2O (20 °C): 53,4[4]
 • в воде NaOCl · 2,5H2O (50 °C): 129,9[4]
Рег. номер CAS 7681-52-9
PubChem 23665760
Рег. номер EINECS 231-668-3
SMILES
InChI
RTECS Nh4486300
ChEBI 32146
Номер ООН 1791
ChemSpider 22756
Токсичность Едкое вещество, окислитель, токсичный (в больших дозах), опасность для окружающей среды
Пиктограммы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Гипохлори́т на́трия (натрий хлорноватистокислый) — NaOCl[К 4], неорганическое соединение, натриевая соль хлорноватистой кислоты. Тривиальное (историческое) название водного раствора соли — «лабарракова вода» или «жавелевая вода»[К 1].

Соединение в свободном состоянии очень неустойчиво, обычно используется в виде относительно стабильного пентагидрата NaOCl · 5H2O или водного раствора, имеющего характерный резкий запах хлора и обладающего высокими коррозионными свойствами.

Соединение — сильный окислитель, содержит 95,2 % активного хлора[К 5]. Обладает антисептическим и дезинфицирующим действием. Используется в качестве бытового и промышленного отбеливателя и дезинфектанта, средства очистки и обеззараживания воды, окислителя для некоторых процессов промышленного химического производства. Как бактерицидное и стерилизующее средство применяется в медицине, пищевой промышленности и сельском хозяйстве.

По мнению издания The 100 Most Important Chemical Compounds (Greenwood Press, 2007)[2], гипохлорит натрия входит в сотню самых важных химических соединений.

В 1774 году шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле был открыт хлор[5]. Спустя 11 лет в 1785 году (по другим данным — в 1787 году[2]), другой химик, француз Клод Луи Бертолле, обнаружил, что водный раствор этого газа (см. уравнение (1)) обладает отбеливающими свойствами[6][К 6].

Cl2+h3O⇄HCl+HOCl    (1){\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HOCl}}\ \ \ \ (1)}

Небольшое Парижское предприятие Societé Javel, открытое в 1778 году на берегах Сены и возглавляемое Леонардом Альбаном (англ. Leonard Alban), адаптировало открытие Бертолле к промышленным условиям и начало выпуск белильной жидкости, растворяя газообразный хлор в воде. Однако получаемый продукт был очень нестабильным, поэтому в 1787 году процесс был модифицирован. Хлор стали пропускать через водный раствор поташа (карбоната калия) (см. уравнение (2)), в результате чего образовывался стабильный продукт, обладающий высокими отбеливающими свойствами. Альбан назвал его «Eau de Javel» («жавелевая вода»). Новый продукт стал моментально популярен во Франции и Англии из-за лёгкости его перевозки и хранения[7].

Cl2+2K2CO3+h3O→2KHCO3+KOCl+KCl    (2){\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2K_{2}CO_{3}+H_{2}O\rightarrow 2KHCO_{3}+KOCl+KCl}}\ \ \ \ (2)}

В 1820 году французский аптекарь Антуан Лабаррак (фр. Antoine Germain Labarraque) заменил поташ на более дешёвую каустическую соду (гидроксид натрия) (см. уравнение (3)). Получившийся раствор гипохлорита натрия получил название «Eau de Labarraque» («лабарракова вода»). Он стал широко использоваться для отбеливания и дезинфекции[7]. Реакция протекает в холодном разбавленном растворе:

Cl2+2NaOH→NaCl+NaOCl+h3O    (3){\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaOCl+H_{2}O}}\ \ \ \ (3)}

Несмотря на то, что дезинфицирующие свойства гипохлорита были обнаружены в первой половине XIX века, использование его для обеззараживания питьевой воды и очистки сточных вод началось только в конце века. Первые системы водоочистки были открыты в 1893 году в Гамбурге[2]; в США первый завод по производству очищенной питьевой воды появился в 1908 году в Джерси-Сити[8].

Безводный гипохлорит натрия представляет собой неустойчивое бесцветное кристаллическое вещество. Элементный состав: Na (30,9 %), Cl (47,6 %), O (21,5 %).

Хорошо растворим в воде: 53,4 г в 100 граммах воды (130 г на 100 г воды при 50 °C)[9].

У соединения известно три кристаллогидрата:

Плотность водного раствора гипохлорита натрия при 18 °C[11]:

1 % 2 % 4 % 6 % 8 % 10 % 14 %
  Плотность, г/л 1005,3 1012,1 1025,8 1039,7 1053,8 1068,1 1097,7
18 % 22 % 26 % 30 % 34 % 38 % 40 %
1128,8 1161,4 1195,3 1230,7 1268,0 1308,5 1328,5

Температура замерзания водных растворов гипохлорита натрия различных концентраций[12]:[стр. 458]:

0,8 % 2 % 4 % 6 % 8 % 10 % 12 % 15,6 %
  Температура замерзания, °C −1,0 −2,2 −4,4 −7,5 −10,0 −13,9 −19,4 −29,7

Термодинамические характеристики гипохлорита натрия в бесконечно разбавленном водном растворе[13]:

Разложение и диспропорционирование[править | править код]

Гипохлорит натрия — неустойчивое соединение, легко разлагающееся с выделением кислорода:

2NaOCl →70oC 2NaCl+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2NaOCl\ {\xrightarrow {70^{o}C}}\ 2NaCl+O_{2}\!\uparrow }}}

Самопроизвольное разложение медленно происходит даже при комнатной температуре: за 40 суток пентагидрат (NaOCl · 5H2O) теряет 30 % активного хлора[К 5][13]. При температуре 70 °C разложение безводного гипохлорита протекает со взрывом[14].

При нагревании параллельно происходит реакция диспропорционирования[13]:

3NaOCl →50oC NaClO3+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {3NaOCl\ {\xrightarrow {50^{o}C}}\ NaClO_{3}+2NaCl}}}

Гидролиз и разложение в водных растворах[править | править код]

Растворяясь в воде, гипохлорит натрия диссоциирует на ионы:

NaOCl →h3O Na++OCl−{\displaystyle {\mathsf {NaOCl\ {\xrightarrow {H_{2}O}}\ Na^{+}+OCl^{-}}}}

Так как хлорноватистая кислота (HOCl) очень слабая (pKa = 7,537[13]), гипохлорит-ион в водной среде подвергается гидролизу:

OCl−+h3O⇆HOCl+OH−{\displaystyle {\mathsf {OCl^{-}\!+H_{2}O\leftrightarrows HOCl+OH^{-}}}}

Именно наличие хлорноватистой кислоты в водных растворах гипохлорита натрия объясняет его сильные дезинфицирующие и отбеливающие свойства[13] (см. раздел «Физиологическое действие и воздействие на окружающую среду»).

Водные растворы гипохлорита натрия неустойчивы и со временем разлагаются даже при обычной температуре (0,085 % в сутки[3]). Распад ускоряет освещение, ионы тяжёлых металлов и хлориды щелочных металлов; напротив, сульфат магния, ортоборная кислота, силикат и гидроксид натрия замедляют процесс; при этом наиболее устойчивы растворы с сильнощелочной средой (pH > 11)[3].

В сильнощелочной среде (pH > 10), когда гидролиз гипохлорит-иона подавлен, разложение происходит следующим образом[15]:

2OCl−→2Cl−+O2{\displaystyle {\mathsf {2OCl^{-}\!\rightarrow 2Cl^{-}\!+O_{2}}}}

При температурах выше 35 °C распад сопровождается реакцией диспропорционирования[15]:

3OCl−→2Cl−+ClO3−{\displaystyle {\mathsf {3OCl^{-}\!\rightarrow 2Cl^{-}\!+ClO_{3}^{-}}}}

При диапазоне pH от 5 до 10, когда концентрация хлорноватистой кислоты в растворе становится заметной, разложение идёт по следующей схеме[15]:

HOCl+2ClO−→ClO3−+2Cl−+H+{\displaystyle {\mathsf {HOCl+2ClO^{-}\rightarrow ClO_{3}^{-}+2Cl^{-}+H^{+}}}}
HOCl+ClO−→O2+2Cl−+H+{\displaystyle {\mathsf {HOCl+ClO^{-}\!\rightarrow O_{2}+2Cl^{-}\!+H^{+}}}}

В кислой среде разложение HOCl ускоряется, а в очень кислой среде (pH < 3) при комнатной температуре наблюдается распад по следующей схеме[13]:

4HOCl→2Cl2+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HOCl\rightarrow 2Cl_{2}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Если для подкисления используется соляная кислота, в результате выделяется хлор:

NaOCl+2HCl→NaCl+Cl2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+2HCl\rightarrow NaCl+Cl_{2}\!\uparrow \!+H_{2}O}}}

Пропуская через насыщенный водный раствор гипохлорита натрия углекислый газ, можно получить раствор хлорноватистой кислоты:

NaOCl+h3O+CO2→NaHCO3+HOCl{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+H_{2}O+CO_{2}\rightarrow NaHCO_{3}+HOCl}}}

Окислительные свойства[править | править код]

Водный раствор гипохлорита натрия — сильный окислитель, вступающий в многочисленные реакции с разнообразными восстановителями, независимо от кислотно-щелочного характера среды[16].

Рассмотрим основные варианты развития окислительно-восстановительного процесса и стандартные электродные потенциалы полуреакций в водной среде[17][К 7]:

  • в кислой среде:
NaOCl+H+=Na++HOCl{\displaystyle {\mathsf {NaOCl+H^{+}=Na^{+}+HOCl}}}
      2HOCl+2H++2e−=Cl2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2HOCl+2H^{+}\!+2e^{-}=Cl_{2}\!\uparrow \!+2H_{2}O}}} Eo=1,630B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=1,630B}}}
      HOCl+H++2e−=Cl−+h3O{\displaystyle {\mathsf {HOCl+H^{+}\!+2e^{-}=Cl^{-}\!+H_{2}O}}} Eo=1,500B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=1,500B}}}
  • в нейтральной и щелочной среде:
      OCl−+h3O+2e−=Cl−+2OH−{\displaystyle {\mathsf {OCl^{-}\!+H_{2}O+2e^{-}=Cl^{-}\!+2OH^{-}}}} Eo=0,890B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=0,890B}}}
      2OCl−+2h3O+2e−=Cl2↑+ 4OH−{\displaystyle {\mathsf {2OCl^{-}\!+2H_{2}O+2e^{-}=Cl_{2}\!\uparrow \!+\ 4OH^{-}}}} Eo=0,421B{\displaystyle E^{o}{\mathsf {=0,421B}}}

Некоторые окислительно-восстановительные реакции с участием гипохлорита натрия:

NaOC

ru.wikipedia.org

Гипохлориты — Википедия

Гипохлори́ты — соли и эфиры хлорноватистой кислоты HClO{\displaystyle {\ce {HClO}}}.

Гипохлориты в свободном безводном состоянии являются неустойчивыми соединениями, многие при нагреве разлагаются со взрывом. Гипохлориты щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и образуют кристаллогидраты, разлагающиеся при хранении.

Гипохлориты в водных растворах разлагаются, при этом преобладающее направление реакции разложения зависит от pH и температуры.

В сильнокислых растворах (pH ≤ 3), в которых гипохлориты практически полностью гидролизованы и при комнатной температуре преобладает разложение хлорноватистой кислоты до хлора и кислорода:

4HClO⟶2Cl2+O2+2h3O{\displaystyle {\ce {4HClO -> 2Cl2 + O2 + 2h3O}}}.

В слабокислых и нейтральных растворах (pH 3—7,5) идёт реакция:

2HClO⟶2HCl+O2{\displaystyle {\ce {2HClO -> 2HCl + O2}}}.

В нейтральной среде гипохлориты диспропорционируют до хлоридов и хлоратов, реакция медленно протекает уже при комнатной температуре и ускоряется при нагревании, при температурах выше 70 °C эта реакция становится преобладающей; такое диспропорционирование является промышленным методом получения хлоратов:

3ClO−⟶ClO3−+2Cl−{\displaystyle {\ce {3ClO^- -> ClO3^- + 2Cl^-}}}.

Гипохлориты являются сильными окислителями, при этом окисляющая способность в растворе сильно зависит от pH среды. Так, иодид-ион при pH ≤ 4 окисляется до свободного йода I2{\displaystyle {\ce {I2}}}, при pH 5—7 — до иодата IO3−{\displaystyle {\ce {IO3^-}}}, при pH ≥ 4 — до периодата IO4−{\displaystyle {\ce {IO4^-}}}. Ионы переходных металлов в низших степенях окисления зачастую окисляются до высших степеней (например, соли хрома окисляются до хроматов, марганца — до перманганатов).

Гипохлориты в щёлочном растворе реагируют с пероксидом водорода с образованием хлорида и кислорода, особенностью этой реакции является то, что кислород высвобождается не в основном, триплетном, состоянии, а в возбуждённом синглетном, что обусловливает его высокую активность и фосфоресценцию в ближнем ИК-диапазоне (~ 1270 нм):

ClO−+h3O2⟶Cl−+h3O+O21{\displaystyle {\ce {ClO^- + h3O2 -> Cl^- + h3O + ^1O_2}}}.

Гипохлориты взаимодействуют с аминами, образуя N-хлорамины:

R2NH+OCl−⟶R2NCl+OH−{\displaystyle {\ce {R2NH + OCl^- -> R2NCl + OH^-}}}.

Аналогично идет и реакция с аммиаком; взаимодействие избытка аммиака с гипохлоритом натрия под давлением (2,5—3,0 МПа, 160°С) используют в промышленном производстве гидразина (процесс Рашига)[1], этот же метод при атмосферном давлении применяется и для лабораторного синтеза[2]:

Nh4+NaOCl⟶Nh3Cl+NaOH{\displaystyle {\ce {Nh4 + NaOCl -> Nh3Cl + NaOH}}},
Nh3Cl+Nh4+NaOH⟶N2h5+NaCl+h3O{\displaystyle {\ce {Nh3Cl + Nh4 + NaOH -> N2h5 + NaCl + h3O}}}.
RCONh3+NaClO⟶[RCONHCl+NaOH]⟶RCNO+NaCl+h3O{\displaystyle {\ce {RCONh3 + NaClO -> [RCONHCl + NaOH] -> RCNO + NaCl + h3O}}}.
Реакция гипохлоритов с мочевиной является одним из промышленных методов синтеза гидразина:
(Nh3)2CO+NaOCl+2NaOH⟶N2h5+h3O+NaCl+Na2CO3{\displaystyle {\ce {(Nh3)2CO + NaOCl + 2NaOH -> N2h5 + h3O + NaCl + Na2CO3}}}.

Исторически первым гипохлоритом, нашедшим промышленное применение, был гипохлорит калия, который в составе т. н. «жавелевой воды» (фр. Eau de Javelle — раствор гипохлорита и хлорида калия, получавшийся пропусканием хлора через раствор поташа), применялся для отбелки целлюлозных тканей с конца XVIII века.

Гипохлориты натрия и кальция являются крупнотоннажными продуктами, их получают, пропуская хлор через раствор или суспензию соответствующего гидроксида с дальнейшей кристаллизацией кристаллогидрата гипохлорита. Значительная часть произведённых таким методом гипохлоритов применяется без выделения, то есть в смеси с соответствующим хлоридом, например, смесь гипохлорита и хлорида кальция — хлорная известь.

Благодаря низкой стоимости и тому, что гипохлориты являются сильными окислителями, их применяют как отбеливающее средство в текстильной, бумажной, целлюлозной промышленности, для дезинфекции питьевых и сточных вод и др., а также как дегазаторы серосодержащих и фосфорорганических отравляющих веществ.

Гипохлорит-анион образуется при окислении хлорид-аниона, катализируемого миелопероксидазой нейтрофильных гранулоцитов и в качестве одного из биоцидных факторов (т. н. активных форм кислорода) участвует в защите организма от бактериальных и грибковых инфекций. Так, в частности, кроме прямого цитотоксического действия, взаимодействие гипохлорита с перекисью водорода приводит к выделению кислорода в высокотоксичном синглетном состоянии:

ClO−+h3O2⟶Cl−+h3O+O21{\displaystyle {\ce {ClO^- + h3O2 -> Cl^- + h3O + ^1O2}}}.
  1. ↑ Schirmann, Jean-Pierre & Bourdauducq, Paul (2001), Hydrazine, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, DOI 10.1002/14356007.a13_177 
  2. ↑ Adams, R. & Brown, B. K. (1941), Hydrazine Sulfate, Org. Synth., <http://www.orgsyn.org/orgsyn/orgsyn/prepContent.asp?prep=cv1p0309> ; Coll. Vol. Т. 1: 309 
  3. Graham, W. H. The Halogenation of Amidines. I. Synthesis of 3-Halo- and Other Negatively Substituted Diazirines1 (англ.) // Journal of the American Chemical Society (англ.)русск. : journal. — 1965. — 1 October (vol. 87, no. 19). — P. 4396—4397. — ISSN 0002-7863. — doi:10.1021/ja00947a040.
  4. ↑ Albert Padwa; Mitchell J. Pulwer & Thomas J. Blacklock (1981), Preparation of chlorophenyldiazirine and thermal generation of chlorophenyl carbene: 1,2-diphenyl-3-methylcyclopropene, Org. Synth., <http://www.orgsyn.org/orgsyn/orgsyn/prepContent.asp?prep=CV7P0203> ; Coll. Vol. Т. 60: 53 

ru.wikipedia.org

Средства Для Дезинфекции (На Основе Хлора): Применение

Существуют разные виды дезинфицирующих препаратов, которые отличаются по типу действующего вещества. Это материалы на основе хлора, альдегидов, фенолов, четвертичных и третичных аминов, перекись водорода и другие. Наиболее эффективными для обеззараживания помещений из них являются хлорсодержащие средства.

Хлорсодержащие препараты доказали свою результативность за много лет применения и, несмотря на обилие современных дезинфектантов, до сих пор многие хозяйки при уборке квартир и других помещений отдают предпочтение именно им.

К хлорсодержащим материалам относятся:

Эти препараты имеют различные концентрации активного вещества и сферы использования.

Хлорсодержащие материалы:
описание и область применения

«Хлорка» и хлорамин

Хлорная известь («хлорка») – соединение в виде порошка с резким запахом, содержащее 20-25 % активного вещества. Отличается сильными отбеливающими и дезинфицирующими свойствами. Может использоваться для дезинфекции как в сухом виде (на предварительно увлажненных поверхностях), так и в форме водного раствора.

«Хлорка» применяется для дезинфекционной обработки оборудования и инструментов в общественных местах, резиновых, пластмассовых и стеклянных изделий, различных панелей и поверхностей, белья, мебели и детских игрушек.

Хлорамин Б – белый кристаллический порошок с 28 % содержанием хлора. Активен в отношении бактерий, вирусов, грибов рода Кандида и возбудителей особо опасных инфекций. Применяется в виде порошка или активированных и неактивированных растворов. Хлорамин Б используют для обработки посуды, белья, уборочного инвентаря, санитарно-технического оборудования и рук персонала от инфекций разных типов.

Гипохлориты натрия и кальция

Гипохлорит кальция – это порошкообразное соединение, водные растворы которого служат заменой хлорной извести. Отличается фунгицидными, спороцидными, вирулицидными и бактерицидными свойствами. Оказывает корродирующее действие на различные материалы (металлы, ткани и пр.). Им дезинфицируют мусорные и выгребные ямы, различные поверхности в медицинских и фармакологических учреждениях, белья, инструментов и пр.

Гипохлорит натрия – дезинфектант, отличающийся быстрым воздействием на различные микроорганизмы: уничтожает грамотрицательные бактерии за 15 секунд, грибки и энтерококки – за 30. Активен в отношении колиформных бактерий, колифагов, спор сульфитредуцирующих клостридий и цист лямблий. Используется для антибактериальной обработки территорий значительных объемов, на которых есть фекальные, хозяйственные и бытовые загрязнения.

Хлор в таблетках

Жавилар (плюс, эффект) –это хлорсодержащий материал в виде небольших округлых таблеток. При растворении в воде 1 таблетки массовая доля активного хлора составляет 1,5 г. Препарат действует против грамотрицательных и грамположительных бактерий, вирусов, грибов рода Кандида и дерматофитов. Может использоваться в сочетании с химическими моющими средствами.

Применяется для обеззараживания поверхностей, жесткой мебели, выделений больных в медицинских учреждениях, санузлов, уборочного инвентаря и мытья посуды в быту, а также в детских учреждениях и на предприятиях общественного питания.

Важный момент! Так как хлорсодержащие препараты являются очень токсичными средствами, при работе с ними необходимо применять средства защиты, а дезинфекционные мероприятия проводить только в хорошо проветриваемых помещениях.

him-kazan.ru

Гипохлорит натрия

Растворы гипохлорита натрия используются для дезинфекции и обеззараживания воды около 100 лет. Многолетняя практика использования растворов гипохлорита натрия для обработки воды, как в нашей стране так и за рубежом показывает, что реагенты могут использоваться в широком диапазоне:

Использование растворов гипохлорита натрия для дезинфекции воды плавательных бассейнов и прудов позволяет получать чистую прозрачную воду, лишенную водорослей и бактерий. При обработке бассейнов растворами гипохлорита натрия необходимо тщательно контролировать содержание активного хлора в воде. Важное значение имеет поддержание Ph на определенном уровне, обычно 7,4-8,0, а лучше 7,6-7,8. Регулирование Ph осуществляется введением специальных добавок.

 

Содержание остаточного хлора в воде плавательных бассейнов должно находиться на уровне 0,3-0,5 мг/дм3. Надежное обеззараживание в течение 30 мин. обеспечивают растворы, содержащие 0,1-0,2% гипохлорита натрия. При этом содержание активного хлора в зоне дыхания не должно превышать 0,1 мг/дм3 в публичных плавательных бассейнах и 0,03 мг/м3 в спортивных плавательных бассейнах. Замена газообразного хлора гипохлоритом натрия приводит к снижению выделения хлора в воздух, и, кроме того, позволяет легче поддерживать остаточное количество активного хлора в воде.

 

Использование растворов гипохлорита натрия для обработки питьевой воды предпочтительно на стадии предварительного окисления и для стерилизации воды перед подачей ее в распределительную сеть. Обычно в систему водоочистки растворы гипохлорита натрия вводят после разбавления примерно в 100 раз. При этом, помимо снижения концентрации активного хлора, снижается также величина Ph (c 12-13 до 10-11), что способствует повышению дезинфицирующей способности раствора.

 

Гипохлорит натрия широко применяется: для обработки бытовых и промышленных сточных вод; для разрушения животных и растительных микроорганизмов; устранения запахов; обезвреживания промышленных стоков, в том числе содержащих цианистые соединения. Он может быть использован также для обработки воды, содержащей аммоний, фенолы и гуминовые вещества.

 

Гипохлорит натрия также используется для обезвреживания промышленных стоков от цианистых соединений; для удаления из сточных вод ртути и для обработки охлаждающей конденсаторной воды на электростанциях.

 

Основные свойства гипохлорита натрия:

 

Гипохлорит натрия (натриевая соль хлорноватистой кислоты) – NaClO, получают хлорированием водного едкого натра (NaOH). Промышленностью выпускается в виде водных растворов различной концентрации. Малоконцентрированные растворы гипохлорита натрия получают электролизом раствора хлорида натрия (NaCl) в специальных электрохимических установках, как правило, непосредственно у потребителя.

 

Водные растворы гипохлорита натрия стали использоваться для дезинфекции с самого зарождения хлорной промышленности. Благодаря высокой антибактериальной активности и широкому спектру действия на различные микроорганизмы, это дезинфицирующее средство находит применение во многих направлениях человеческой деятельности.

 

Дезинфицирующее действие гипохлорита натрия основано на том, что при растворении в воде он точно так же, как хлор, образует хлорноватистую кислоту, которая оказывает непосредственное окисляющее и дезинфицирующее действие.

 

NaClO + H2O→← NaOH + HClO

 

Существуют растворы гипохлорита натрия различных марок.

Основные физико-химические показатели растворов гипохлорита натрия, выпускаемых в РФ: 

 

Наименование показателя Норма для марок
По [3] По [4]
Марка А Марка Б Марка А Марка Б Марка В Марка Г Марка Э
1 2 3 4 5 6 7 8
1. Внешний вид Жидкость зеленовато-желтого цвета Бесцветная жидкость
2. Коэффициент светопропускания, %, не менее 20 20 Не регламентируется
3. Массовая концентрация активного хлора, г/дм 3, не менее 190 170 120 120 190 120 7
4. Массовая концентрация щелочи в пересчете на NaOH, г/дм 3, не менее 10-20 40-60 40 90 10-20 20-40 1
5. Массовая концентрация железа, г/дм 3, не более 0,02 0,06 120

 

Растворы гипохлорита натрия различных марок применяют:

 

Необходимо отметить, что для изготовления растворов гипохлорита натрия марок А и Б по [3] и растворов марки А по [4] не допускается применение абгазного хлора от хлоропотребляющих органических и неорганических производств, а также едкого натра, полученного ртутным методом.

Растворы марки Б по [4] получают из абгазного хлора органических и неорганических производств и диафрагменного или ртутного едкого натра.

Растворы марок В и Г по [4] получают из абгазного хлора стадии сжижения производства хлора и диафрагменного едкого натра с добавлением стабилизирующей добавки - цитраля сорта ”Парфюмерный” по [5]. Растворы марки Э по [4] получают электролизом раствора поваренной соли.  

waterhim.ru

Отзыв Порошок чистящий с дезинфицирующим эффектом «Комет лимон» с хлоринолом

Обычно для чистки всякой всячины в доме (умывальники, ванны, печки и прочее) я использую чистящий порошок «Пемолюкс» без хлора. И вообще стараюсь не использовать чистящие средства с хлором, который является сильным ядом. Но однажды проверенного средства в магазине не оказалось, пришлось купить первое попавшееся (им оказался «Комет»).

Никогда раньше не пользовалась таким порошком, хотя он уже многие годы «красуется» на полках магазинов. Но в этот раз мне «посчастливилось» испробовать на себе все его «прелести».
Несомненно, порошок чистит и чистит, надо отдать ему должное, на «отлично». Вопрос как он это делает и за счет чего. А делает он это, нанося вред здоровью, начиная с самой первой секунды уборки. Ведь как только начинаешь сыпать порошок на загрязненное место, сразу же вокруг образуется пыльное облако порошка с явным запахом хлорки. Да, именно той самой хлорки, которую многие помнят из своего детства (раньше кроме хлорки и соды ничего не знали).

Почему же производитель пишет «с хлоринолом»? Мне кажется, что это обычный очередной маркетинговый ход. Мне не удалось найти информации о веществе «хлоринол». В составе на упаковке ничего разглядеть не удалось, очень загадочным шрифтом там всё написано. Но на сайте производителя я нашла состав и никакого хлоринола в составе я не обнаружила. Зато нашла отбеливающие вещества на основе хлора и дихлоризоциануровую кислоту. Все уверения по поводу того, что «хлоринол» безопаснее хлора, получается всего- навсего обман. Потому что хлор-то в составе есть, плюс ко всему есть еще вещество на его основе и разные не очень полезные добавки.

Кое-как я израсходовала до конца это средство. Больше никогда такой порошок покупать не буду и Вам не советую: поберегите свое здоровье!
Для уборки Вам могут понадобиться: https://spreeloony.ru/gds/purchases/5589

Произошло: Давным-давно

Теги: #комет #хлор #хлоринол #чистить #порошок

spreeloony.ru

Хлорирование — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 25 декабря 2015; проверки требуют 9 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 25 декабря 2015; проверки требуют 9 правок.

Хлори́рование — способ дезинфекции и окисления органических примесей в воде. Применяется наряду с другим способом окисления — озонированием. Хлорирование применяется при подготовке воды для:

Ни озонирование, ни ультрафиолетовое излучение не обладают бактерицидным последействием, поэтому их не допускается использовать в качестве самостоятельных средств обеззараживания воды при подготовке воды бассейнов. Озонирование и ультрафиолетовое обеззараживаниe применяются как дополнительные методы дезинфекции, вместе с хлорированием, повышают эффективность хлорирования и снижают количество добавляемых хлорсодержащих реагентов.

Хлорсодержащие реагенты (хлор реагенты) — реагенты на основе хлора и соединений хлора. Растворяются в воде и образуют хлорноватистую кислоту и (или) гипохлорит-ионы.

Для обеззараживания воды бассейнов, оборудования, трубопроводов и материалов системы водоподготовки применяют только те хлорсодержащие реагенты, которые разрешены для использования в хозяйственно-питьевом водоснабжении, внесены в Перечень материалов, реагентов и малогабаритных устройств, разрешенных для применения в практике хозяйственно-питьевого водоснабжения (утвержден заместителем Главного санитарного врача 23 октября 1992 года № 01-19/32-11) и приведены в приложение В ГОСТ Р 53491.1-2009 Бассейны. Подготовка воды. Часть 1. Общие требования (DIN 19643-1:1997).

Для дезинфекции воды применяют следующие реагенты:

Для дезинфекции ванн бассейна, системы перелива и обходных дорожек бассейна, оборудования и трубопроводов системы водоподготовки, помещений и инвентаря применяют следующие реагенты:

  • СанПиН 2.1.2.1188-03 Плавательные бассейны. Гигиенические требования к устройству, эксплуатации и качеству воды. Контроль качества,
  • Рекомендации по обеззараживанию воды, дезинфекции подсобных помещений и санитарному режиму эксплуатации купально-плавательных бассейнов (Утверждены заместителем Главного санитарного врача 19 марта 1975 г. № 1229-75),
  • Инструкция по контролю за обеззараживанием хозяйственно-питьевой воды и за дезинфекцией водопроводных сооружений хлором при централизованном и местном водоснабжении (Утверждена Главным санитарным врачом 25 ноября 1967 г. № 723а-67).

Для дезинфекции помещений и инвентаря бассейна (аквапарка) применяют также средства:

ru.wikipedia.org

Хлорная известь — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 26 марта 2020; проверки требуют 4 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 26 марта 2020; проверки требуют 4 правки.

Хло́рная и́звесть (белильная известь, в просторечии хло́рка) — смешанный хлорид-гипохлорит кальция или техническая смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция.

Процесс производства отбеливающего порошка из хлора и гашёной извести изобретён в 1799 году Чарльзом Теннантом (англ. Charles Tennant; 3 мая 1768 — 1 октября 1838) — британским химиком и предпринимателем.

Получают при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция. Реакция протекает по нескольким путям:

Cl2+Ca(OH)2⟶CaCl(OCl)+h3O{\displaystyle {\ce {Cl2 + Ca(OH)2 -> CaCl(OCl) + h3O}}}
2Cl2+2Ca(OH)2⟶Ca(ClO)2+CaCl2+2h3O{\displaystyle {\ce {2Cl2 + 2Ca(OH)2 -> Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2h3O}}}

В зависимости от условий (температура, влажность) может происходить смещение в пользу выхода гипохлорита или хлорида кальция. Реальный продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Если исходный гидроксид был достаточно чистым, а обработка хлором велась до полного насыщения и с соблюдением температурного режима, то состав свежеприготовленной хлорной извести может быть довольно точно выражен формулой Ca(OCl)2·CaCl2·Ca(OH)2·2H2O, которую для большего удобства можно формализовать как 3Ca(OH)2·2Cl2.

При обычных условиях хранения хлорная известь медленно разлагается, в основном, по схеме:

2Ca(Cl)OCl+CO2⟶ CaCl2+CaCO3+Cl2O↑{\displaystyle {\mathsf {2Ca(Cl)OCl+CO_{2}\longrightarrow \ CaCl_{2}+CaCO_{3}+Cl_{2}O\uparrow }}}, теряя при этом около 5 % активного хлора в год.
Под действием влажного воздуха, содержащего углекислый газ, хлорная известь превращается в хлорноватистую кислоту.
2Ca(Cl)OCl+CO2+h3O⟶ CaCl2+CaCO3+2HOCl↑{\displaystyle {\mathsf {2Ca(Cl)OCl+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow \ CaCl_{2}+CaCO_{3}+2HOCl\uparrow }}}[1]
При действии соляной кислоты на хлорную известь выделяется хлор.
Ca(Cl)OCl+2HCl⟶ CaCl2+Cl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ca(Cl)OCl+2HCl\longrightarrow \ CaCl_{2}+Cl_{2}+H_{2}O}}}
2Ca(Cl)OCl⟶ 2CaCl2+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2Ca(Cl)OCl\longrightarrow \ 2CaCl_{2}+O_{2}\uparrow }}}, термическое разложение
CaCl(OCl)+h3SO4⟶CaSO4+h3O+Cl2{\displaystyle {\mathsf {CaCl(OCl)+H_{2}SO_{4}\longrightarrow CaSO_{4}+H_{2}O+Cl_{2}}}}

В растворе (при нагревании или на свету), содержащийся в смеси гипохлорит подобно другим гипохлоритам диспропорционирует:

3Ca(OCl)2⟶Ca(ClO3)2+2CaCl2{\displaystyle {\mathsf {3Ca(OCl)_{2}\longrightarrow Ca(ClO_{3})_{2}+2CaCl_{2}}}}

Широко используется для отбеливания и дезинфекции, а также для удаления известкового налёта.[2]

В прошлом применялась в промышленной добыче золота методом хлоринационного выщелачивания. Выделяющийся при реакции гипохлорита кальция и соляной кислоты хлор реагировал с золотом с образованием водорастворимых хлоридов золота.[3]

Хлорная известь — едкое, коррозионно-активное вещество. Гипохлорит и гидроксид кальция относятся ко 2-му классу опасности (высокоопасные вещества).

ru.wikipedia.org

Хлор — Википедия

Хлор
← Сера | Аргон →

Жидкий хлор в запаянном сосуде

Название, символ, номер Хлор / Chlorum (Cl), 17
Атомная масса
(молярная масса)
[35,446; 35,457][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5
Радиус атома 99 пм
Ковалентный радиус 102±4 пм
Радиус иона (+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность 3,16 (шкала Полинга)
Электродный потенциал 0
Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, 0, −1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) 3,21 г/л;
(жид. при −35 °C) 1,557 г/см3;
(тв. при −105 °C) 1,9 г/см³
Температура плавления 172,2К; −100,95 °C
Температура кипения 238,6К; −34,55 °C
Критическая точка 416,9 К, 7,991 МПа
Уд. теплота плавления 6,41 кДж/моль
Уд. теплота испарения 20,41 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 21,838[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 18,7 см³/моль
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Теплопроводность (300 K) 0,009 Вт/(м·К)
Номер CAS 7782-50-5

Хлор (от греч. χλωρός — «жёлто-зелёный») — химический элемент с атомным номером 17[3]. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в третьем периоде таблицы. Атомная масса элемента 35,446...35,457 а. е. м.[1] [комм 1]. Обозначается символом Cl (от лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

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↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HCl+MnO_{2}\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. 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[4].

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 %)[5].

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 MgCl2·6Н2О, карналлита KCl·MgCl2·6Н2O, каинита KCl·MgSO4·3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[6]). 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.

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %[7]. Свойства стабильных и некоторых радиоактивных изотопов хлора перечислены в таблице:

Изотоп Относительная масса, а. е. м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин
35Cl 34,968852721 Стабилен 3/2
36Cl 35,9683069 301 тыс. лет β-распад в 36Ar 0
37Cl 36,96590262 Стабилен 3/2
38Cl 37,9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2
39Cl 38,968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2
40Cl 39,97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2
41Cl 40,9707 34 c β-распад в 41Ar
42Cl 41,9732 46,8 c β-распад в 42Ar
43Cl 42,9742 3,3 c β-распад в 43Ar

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Свойство Значение[8]
Цвет (газ) Жёлто-зелёный
Температура кипения −34 °C
Температура плавления −100 °C
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
~1400 °C
Плотность (газ, н.у.) 3,214 г/л
Сродство к электрону атома 3,65 эВ
Первая энергия ионизации 12,97 эВ
Теплоёмкость (298 К, газ) 34,94 Дж/(моль·K)
Критическая температура 144 °C
Критическое давление 76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) 0 кДж/моль
Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 Дж/(моль·K)
Энтальпия плавления 6,406 кДж/моль
Энтальпия кипения 20,41 кДж/моль
Энергия гомолитического разрыва связи Х—Х 243 кДж/моль
Энергия гетеролитического разрыва связи Х—Х 1150 кДж/моль
Энергия ионизации 1255 кДж/моль
Энергия сродства к электрону 349 кДж/моль
Атомный радиус 0,073 нм
Электроотрицательность по Полингу 3,20
Электроотрицательность по Оллреду — Рохову 2,83
Устойчивые степени окисления −1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. 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). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a = 6,29 Å, b = 4,50 Å, c = 8,21 Å[9]. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a = 8,56 Å и c = 6,12 Å[9].

Растворимость[править | править код]

Растворитель Растворимость г/100 г
Бензол Растворим
Вода[10] (0 °C) 1,48
Вода (20 °C) 0,96
Вода (25 °C) 0,65
Вода (40 °C) 0,46
Вода (60 °C) 0,38
Вода (80 °C) 0,22
Тетрахлорметан (0 °C) 31,4
Тетрахлорметан (19 °C) 17,61
Тетрахлорметан (40 °C) 11
Хлороформ Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4 Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl при 1000 К равна 2,07⋅10−4%, а при 2500 К — 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 2—3 мг/м³.

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.

Строение электронной оболочки[править | править код]

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, поэтому валентность, равная 1 для атома хлора, очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня атом хлора может проявлять и другие степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентности IV и VI, например, ClO2 и Cl2O6. Однако оксид хлора(IV) является радикалом, то есть у него есть один неспаренный электрон, а оксид хлора(VI) содержит два атома хлора, имеющих степени окисления +5 и +7.

Взаимодействие с металлами[править | править код]

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

2Na+Cl2→2NaCl{\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl}}}
2Sb+3Cl2→2SbCl3{\displaystyle {\mathsf {2Sb+3Cl_{2}\rightarrow 2SbCl_{3}}}}
2Fe+3Cl2→2FeCl3{\displaystyle {\mathsf {2Fe+3Cl_{2}\rightarrow 2FeCl_{3}}}}

Взаимодействие с неметаллами[править | править код]

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов) образует соответствующие хлориды.

5Cl2+2P→2PCl5,{\displaystyle {\mathsf {5Cl_{2}+2P\rightarrow 2PCl_{5}}},}
2S+Cl2→S2Cl2{\displaystyle {\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}}

или

S+Cl2→SCl2.{\displaystyle {\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}.}

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикально-цепному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным[11] или жёлто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.

h3+Cl2→2HCl.{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}.}

С кислородом хлор образует оксиды (см. статью Оксиды хлора), в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду. Напрямую хлор с кислородом не реагирует. При реакции с фтором образуется не хлорид, а фториды:

Cl2+F2→2ClF,{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+F_{2}\rightarrow 2ClF}},}
Cl2+3F2→2ClF3,{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+3F_{2}\rightarrow 2ClF_{3}}},}
Cl2+5F2→2ClF5.{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+5F_{2}\rightarrow 2ClF_{5}}}.}

Известны фторид хлора(I), фторид хлора(III) и фторид хлора(V) (ClF, ClF3 и ClF5), Могут быть синтезированы из элементов, степень окисления хлора меняется в зависимости от условий синтеза. Все они представляют собой при комнатной температуре бесцветные ядовитые тяжёлые газы с сильным раздражающим запахом. Сильные окислители, реагируют с водой и стеклом. Используются как фторирующие агенты.

Другие свойства[править | править код]

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2+2HBr→Br2+2HCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2HBr\rightarrow Br_{2}+2HCl}}}
Cl2+2NaI→I2+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaI\rightarrow I_{2}+2NaCl}}}

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2+CO→COCl2{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+CO\rightarrow COCl_{2}}}}

При растворении в воде или щелочах, хлор диспропорционирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl2+h3O⇄HCl+HClO{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO}}}
Cl2+2NaOH→NaCl+NaClO+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O}}}
3C

ru.wikipedia.org

Хлорид натрия — Википедия

Хлорид натрия
({{{картинка3D}}})
({{{изображение}}})
Систематическое
наименование
Хлорид натрия
Традиционные названия Соль, поваренная соль, столовая соль, пищевая соль, каменная соль, галит[1]
Хим. формула NaCl
Молярная масса 58,44277 г/моль
Плотность 2,165 г/см³
Температура
 • плавления 800,8 °C
 • кипения 1465 °C
Мол. теплоёмк. 50,8 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования −234,8 кДж/моль
Удельная теплота испарения 170,85 кДж/моль
Удельная теплота плавления 28,68 кДж/моль
Растворимость
 • в воде 35,6 г/100 мл (0 °C)
35,9 г/100 мл (+25 °C)
39,1 г/100 мл (+100 °C)
 • в метаноле 1,49 г/100 мл
 • в аммиаке 21,5 г/100 мл
Показатель преломления 1,544202 (589 нм)
Координационная геометрия Октаэдральная (Na +)
Октаэдральная (Cl -)
Кристаллическая структура гранецентрированная кубическая, cF8
Рег. номер CAS 7647-14-5
PubChem 5234
Рег. номер EINECS 231-598-3
SMILES
InChI
RTECS VZ4725000
ChEBI 26710
ChemSpider 5044
ЛД50 3000–8000 мг/кг
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе
Кристалл хлорида натрия

Хлори́д на́трия или хлористый натрий (NaCl) — натриевая соль соляной кислоты. Известен в быту под названием поваренной соли, основным компонентом которой и является. Хлорид натрия в значительном количестве содержится в морской воде[⇨]. Встречается в природе в виде минерала галита (каменной соли). Чистый хлорид натрия представляет собой бесцветные кристаллы, но с различными примесями его цвет может принимать голубой, фиолетовый, розовый, жёлтый или серый оттенок.

В природе хлорид натрия встречается в виде минерала галита, который образует залежи каменной соли среди осадочных горных пород, прослойки и линзы на берегах солёных озёр и лиманов, соляные корки в солончаках и на стенках кратеров вулканов и в сольфатарах. Огромное количество хлорида натрия растворено в морской воде. Мировой океан содержит 4 × 1015 тонн NaCl, то есть из каждой тонны морской воды можно получить в среднем 1,3 кг хлорида натрия. Следы NaCl постоянно содержатся в атмосфере в результате испарения брызг морской воды. В облаках на высоте полтора километра 30 % капель, больших 10 мкм по размеру, содержат NaCl. Также он найден в кристаллах снега[2].

Наиболее вероятно, что первое знакомство человека с солью произошло в лагунах тёплых морей или на соляных озёрах, где на мелководье солёная вода интенсивно испарялась под действием высокой температуры и ветра, а в осадке накапливалась соль. По образному выражению Пифагора, «соль была рождена благородными родителями: солнцем и морем»[3].

Галит[править | править код]

В природе хлорид натрия чаще всего встречается в виде минерала галита. Он имеет гранецентрированную кубическую решётку и содержит 39,34 % Na, 60,66 % Cl. Другими химическими элементами, входящими в состав примесей, являются: Br, N, H, Mn, Cu, Ga, As, I, Ag, Ba, Tl, Pb, K, Ca, S, O. Плотность 2,1—2,2 г/см³, а твёрдость по шкале Мооса — 2. Бесцветный прозрачный минерал со стеклянным блеском. Распространённый минерал соленосных толщ. Образуется при осаждении в замкнутых водоёмах, а также как продукт сгона на стенках кратеров вулканов. Составляет пласты в осадочных породах лагунных и морских фаций, штокоподобные тела в соляных куполах и тому подобных.[4]

Каменная соль[править | править код]

Каменной солью называют осадочную горную породу из группы эвапоритов, состоящую более чем на 90 % из галита. Галит также часто называют каменной солью. Эта осадочная горная порода может быть бесцветной или снежно-белой, но чаще она окрашена примесями глин, талька (серый цвет), оксидами и гидроксидами железа (жёлтый, оранжевый, розовый, красный), битумами (бурая). Каменная соль содержит хлориды и сульфаты натрия, калия, магния и кальция, бромиды, иодиды, бораты, гипс, примеси карбонатно-глинистого материала, доломита, анкериту, магнезита, битумов и так далее[4].

По условиям формирования месторождений каменную соль подразделяют на следующие виды[4]:

Морская соль[править | править код]

Морская соль является смесью солей (хлориды, карбонаты, сульфаты и т. д.), образующейся при полном испарении морской воды. Среднее содержание солей в морской воде составляет:

Соединение Масс. доля, %
NaCl 77,8
MgCl2 10,9
MgSO4 4,7
KCl 2,5
K2SO4 2,5
CaCO3 0,3
Ca(HCO3)2 0,3
другие соли 0,2
Очищенная кристаллическая морская соль

При испарении морской воды при температуре от +20 до +35 °C в осадке сначала кристаллизуются наименее растворимые соли — карбонаты кальция и магния и сульфат кальция. Затем выпадают более растворимые сульфаты натрия и магния, хлориды натрия, калия и магния, и после них — сульфаты калия и магния. Последовательность кристаллизации солей и состав осадка может несколько варьироваться в зависимости от температуры, скорости испарения и других условий. В промышленности морскую соль получают из морской воды, в основном методом обычного выпаривания. Она отличается от каменной соли значительно большим содержанием других химических солей, минералов и различных микроэлементов, в первую очередь йода, калия, магния и марганца. Соответственно, она отличается от хлорида натрия и по вкусу — горько-солёный привкус ей придают соли магния. Она используется в медицине: при лечении кожных заболеваний, таких как псориаз. Как лечебное вещество в аптечной и обычной торговой сети, распространённым продуктом является соль из Мёртвого моря. В очищенном виде этот вид соли также предлагается в продуктовой торговой сети — как натуральная и богатая йодом пищевая[5].

Залежи[править | править код]

Залежи каменной соли найдены во всех геологических системах. Важнейшие из них сосредоточены в кембрийских, девонских, пермских и третичных отложениях. Каменная соль составляет мощные пластовые залежи и ядра сводчатых структур (соляных куполов и штоков), образует прослойки, линзы, гнезда и вкрапления в других породах[4]. Среди озёрных месторождений России крупнейшие — Эльтонское, Баскунчак в Прикаспии, Кучукское озеро, Кулундинское озеро, Эбейты и другие озёра в Западной Сибири.

Производство[править | править код]

В древности технология добычи соли заключалась в том, что соляную рапу (раствор) вытаскивали лошадиным приводом из шахт, которые назывались «колодцами» или «окнами», и были достаточно глубокими — 60—90 м. Извлечённый солевой раствор выливали в особый резервуар — творило, откуда она через отверстия стекала в нижний резервуар, и системой жёлобов подавалась в деревянные башни. Там её разливали в большие чаны, на которых соль вываривали.

На Руси поморы вываривали соль на побережье Белого моря и называли её морянка. В 1137 году новгородский князь Святослав определил налог на соляные варницы[6]:

…на мори от чрена и от салгы по пузу…[7]

Беломорской солью, называемой «морянкой», торговали по всей Российской империи до начала XX века, пока её не вытеснила более дешёвая поволжская соль.

Современная добыча хлорида натрия механизирована и автоматизирована. Соль массово добывается выпариванием морской воды (тогда её называют морской солью) или рассола с других ресурсов, таких как соляные источники и соляные озера, а также разработкой соляных шахт и добычей каменной соли.
Для добычи хлорида натрия из морской воды необходимы условия жаркого климата с низкой влажностью воздуха, наличие значительных низменных территорий, лежащих ниже уровня моря, или затопляемых приливом, слабая водопроницаемость почвы испарительных бассейнов, малое количество осадков в течение сезона активного испарения, отсутствие влияния пресных речных вод и наличие развитой транспортной инфраструктуры.

Мировое производство соли в 2009 году оценивается в 260 миллионов тонн. Крупнейшими мировыми производителями являются Китай (60,0 млн тонн), США (46,0 млн тонн), Германия (16,5 млн тонн), Индия (15,8 млн тонн) и Канада (14 млн тонн)[8].

В пищевой промышленности и кулинарии[править | править код]

Соль поваренная

В пищевой промышленности и кулинарии используют хлорид натрия, чистота которого должна быть не менее 97 %. Его применяют как вкусовую добавку и для консервирования пищевых продуктов. Такой хлорид натрия имеет товарное название поваренная соль, порой также употребляются названия пищевая, столовая, а также уточнение названия в зависимости от её происхождения — каменная, морская, и по составу добавок — йодированная, фторированная и т. д. Такая соль является кристаллическим сыпучим продуктом с солёным вкусом без привкуса, без запаха (за исключением йодированной соли), в котором не допускаются посторонние примеси, не связанные с методом добывания соли. Кроме хлорида натрия, поваренная соль содержит небольшое количество солей кальция, магния, калия, которые придают ей гигроскопичности и жёсткости. Чем меньше этих примесей в соли, тем выше её качество.

Выделяют сорта: экстра, высший, первый и второй. Массовая доля хлористого натрия в сортах, %:

Массовая доля влаги в выварочной соли сорта «экстра» 0,1 %, в высшем сорте — 0,7 %. Допускают добавки йодида калия (йодистого калия), йодата калия, фторидов калия и натрия. Массовая доля йода должна составлять (40,0 ± 15,0) × 10−4 %, фтора (25,0 ± 5,0) × 10−3 %. Цвет экстра и высшего сортов — белый, однако для первого и второго допускается серый, желтоватый, розовый и голубоватый оттенки в зависимости от происхождения соли. Пищевую поваренную соль производят молотой и сеяной. По размеру зёрен молотую соль подразделяют на номера: 0, 1, 2, 3. Чем больше номер, тем больше зерна соли.

В кулинарии хлорид натрия потребляют как важнейшую приправу. Соль имеет характерный вкус, без которого пища кажется человеку пресной. Такая особенность соли обусловлена физиологией человека. Однако зачастую люди потребляют соли больше, чем нужно для физиологических процессов.

Хлорид натрия имеет слабые антисептические свойства — 10-15%-ное содержание соли предотвращает размножение гнилостных бактерий. Этот факт обусловливает её широкое применение как консерванта.

В медицине[править | править код]

Изотонический раствор хлорида натрия в воде (0,9 %) применяется как дезинтоксикационное средство, для коррекции состояния систем организма в случае обезвоживания, как растворитель других лекарственных препаратов. Гипертонические растворы (10 % раствор) используют как вспомогательный осмотический диуретик при отёке головного мозга, для поднятия давления при кровотечениях, в состояниях, характеризующихся дефицитом ионов натрия и хлора, при отравлении нитратом серебра, для обработки гнойных ран (местно). В офтальмологии как местное средство раствор хлорида натрия обладает противоотёчным действием[9].

В коммунальном хозяйстве. Техническая соль[править | править код]

Зимой хлорид натрия, смешанный с другими солями, песком или глиной — так называемая техническая соль — применяется как антифриз против гололёда. Ею посыпают тротуары, хотя это отрицательно влияет на кожаную обувь и техническое состояние автотранспорта ввиду коррозийных процессов.

Регенерация Nа-катионитовых фильтров[править | править код]

Nа-катионитовые фильтры широко применяются в установках умягчения воды всех мощностей при водоподготовке. Катионитным материалом на современных водоподготовительных установках служат в основном глауконит, полимерные ионообменные смолы и сульфированные угли. Наиболее распространены сульфокатионитные ионообменные смолы.

Регенерацию Nа-катионитовых фильтров осуществляют 6—10%-м раствором поваренной соли, в результате катионит переводится в Na-форму, регенерируется. Реакции идут по уравнениям:

CaR2+2NaCl→2NaR+CaCl2{\displaystyle {\mathsf {CaR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+CaCl_{2}}}}
MgR2+2NaCl→2NaR+MgCl2{\displaystyle {\mathsf {MgR_{2}+2NaCl\rightarrow 2NaR+MgCl_{2}}}}

Химическая промышленность[править | править код]

Соль, наряду с каменным углём, известняками и серой, образует «большую четвёрку» продуктов минерального сырья, которые являются важнейшими для химической промышленности[10]. Из неё получают соду, хлор, соляную кислоту, гидроксид натрия, сульфат натрия и металлический натрий. Кроме этого соль используется также для промышленного получения легкорастворимого в воде хлората натрия, который является средством для уничтожения сорняков[11]. Суммарное уравнение реакции электролиза горячего раствора хлорида натрия[12]:

NaCl+3h3O→NaClO3+3h3{\displaystyle {\mathsf {NaCl+3H_{2}O\rightarrow NaClO_{3}+3H_{2}}}}
Получение хлора и гидроксида натрия[править | править код]

В промышленности путём электролиза раствора хлорида натрия получают хлор. Процессы, происходящие на электродах[13][14]:

h3O⇄H++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}}
2H++2e−→h3{\displaystyle {\mathsf {2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}}}}
NaCl→Na++Cl−{\displaystyle {\mathsf {NaCl\rightarrow Na^{+}+Cl^{-}}}}
2Cl−→Cl2+2e−{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}}
2NaCl+2h3O→2NaOH+Cl2↑+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+Cl_{2}\!\uparrow +\ H_{2}\!\uparrow }}}

Как видно из уравнения суммарной реакции, ещё одним продуктом является гидроксид натрия. Расход электроэнергии на 1 т хлора составляет примерно 2700 кВт × час. Полученный хлор при повышенном давлении сжижается в жёлтую жидкость уже при обычной температуре[15].

Если между анодом и катодом нет диафрагмы, то растворённый в воде хлор начинает реагировать с гидроксидом натрия, образуя хлорид и гипохлорит натрия NaClO[14]:

2NaOH+Cl2→NaCl+NaOCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {2NaOH+Cl_{2}\rightarrow NaCl+NaOCl+H_{2}O}}}

Поэтому для получения гидроксида натрия применяют диафрагму и соответствующий метод получения NaOH называют диафрагменным. В качестве диафрагмы применяют асбестовый картон. В процессе электролиза раствор хлорида натрия постоянно подаётся в анодное пространство, а из катодного пространства непрерывно вытекает раствор хлорида и гидроксида натрия. Во время выпаривания последнего хлорид кристаллизуется, поскольку его растворимость в 50 % растворе NaOH крайне мала (0,9 %). Полученный раствор NaOH выпаривают в железных чанах, затем сухой остаток переплавляют.

Для получения чистого гидроксида натрия (без добавок хлорида натрия) применяют ртутный метод, где используют графитовый анод и ртутный катод. Вследствие того, что перенапряжение выделения водорода на ртути очень большое, на ней вновь появляются ионы натрия и образуется амальгама натрия[14][16]:

Na++e−→Na(Hg){\displaystyle {\mathsf {Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na_{(Hg)}}}}

Амальгаму позже разлагают горячей водой с образованием гидроксида натрия и водорода, а ртуть перекачивают насосом обратно в электролизер:

2Na(Hg)+2h3O→2NaOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Na_{(Hg)}+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+H_{2}\!\uparrow }}}

Суммарная реакция процесса такая же, как и в случае диафрагменного метода.

Получение металлического натрия[править | править код]

Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия. Происходят следующие процессы:

Na++e−→Na{\displaystyle {\mathsf {Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na}}}
2Cl−→Cl2+2e−{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}}}}
2Na++2Cl−→2Na+Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Na^{+}+2Cl^{-}\rightarrow 2Na+Cl_{2}}}}

Ванна электролизера состоит из стального кожуха с футеровкой, графитового анода и кольцевого железного катода. Между катодом и анодом располагается сетчатая диафрагма. Для снижения температуры плавления NaCl (+800 °C), электролитом является не чистый хлорид натрия, а его смесь с хлоридом кальция CaCl 2 (40:60) с температурой плавления +580 °C. Металлический натрий, который собирается в верхней части катодного пространства, содержит до 5 % примесь кальция, но последний со временем почти полностью отделяется, поскольку его растворимость в жидком натрии при температуре его плавления (+371 K = 98 °C) составляет всего 0,01 %. С расходованием NaCl его постоянно добавляют в ванну. Затраты электроэнергии составляют примерно 15 кВт × ч на 1 кг натрия[17].

Получение соляной кислоты и сульфата натрия[править | править код]

Среди многих промышленных методов получения соляной кислоты, то есть водного раствора хлороводорода (HCl), применяется реакция обмена между твёрдым хлоридом натрия и концентрированной серной кислотой:

NaCl+h3SO4 →t<110oC NaHSO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {t<110^{o}C}}\ NaHSO_{4}+HCl\uparrow }}}
NaCl+NaHSO4 →450−800oC Na2SO4+HCl↑{\displaystyle {\mathsf {NaCl+NaHSO_{4}\ {\xrightarrow {450-800^{o}C}}\ Na_{2}SO_{4}+HCl\uparrow }}}

Первая реакция происходит в значительной степени уже при обычных условиях, а при слабом нагреве идёт почти до конца. Вторая происходит лишь при высоких температурах. Процесс осуществляется в специальных механизированных печах большой мощности. Хлороводород, который выделяется, обеспыливают, охлаждают и поглощают водой с образованием соляной кислоты. Как побочный продукт образуется сульфат натрия Na2SO4[18][19].

Этот метод применяется также для получения хлороводорода в лабораторных условиях.

Физические и физико-химические свойства[править | править код]

Температура плавления +800,8 °С, кипения +1465 °С.

Умеренно растворяется в воде, растворимость мало зависит от температуры: растворимость NaCl (в граммах на 100 г воды) равна 35,9 при +21 °C и 38,1 при +80 °C. Она существенно снижается в присутствии хлороводорода, гидроксида натрия, хлоридов других металлов. Растворяется в жидком аммиаке, вступает в реакции обмена[уточнить]. В чистом виде хлорид натрия не гигроскопичен. Однако соль часто бывает загрязнена примесями (преимущественно ионами Ca2+, Mg2+ и SO2−
4), и такая соль на воздухе сыреет[20]. Кристаллогидрат NaCl · 2H2O можно выделить при температуре ниже +0,15 °C[21].

Смесь измельчённого льда с мелким порошком хлорида натрия является эффективным охладителем. Так, при смешивании 30 г Na

ru.wikipedia.org

Хлорамин — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 16 января 2016; проверки требуют 3 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 16 января 2016; проверки требуют 3 правки.

Хлорамин — неорганическое соединение, хлорпроизводное аммиака, бесцветная маслянистая жидкость, растворимая в холодной воде, разлагается при температурах выше −40°С.

2Nh4+Cl2 →20oC Nh3Cl+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+Cl_{2}\ {\xrightarrow {20^{o}C}}\ NH_{2}Cl+NH_{4}Cl}}}
Nh4+NaClO →25oC Nh3Cl↑+NaOH{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+NaClO\ {\xrightarrow {25^{o}C}}\ NH_{2}Cl\!\uparrow +NaOH}}}
N2h5+2NaClO⋅5h3O →25oC 2Nh3Cl↑+2NaOH+h3O2+8h3O{\displaystyle {\mathsf {N_{2}H_{4}+2NaClO\cdot 5H_{2}O\ {\xrightarrow {25^{o}C}}\ 2NH_{2}Cl\!\uparrow +2NaOH+H_{2}O_{2}+8H_{2}O}}}

Хлорамин — бесцветная маслянистая жидкость с запахом хлора, разлагается при температурах выше −40°С, более устойчива в атмосфере NH3 или растворённая в органических растворителях.

Хорошо растворяется в холодной воде.

3Nh3Cl →−40oC N2+Nh5Cl+2HCl{\displaystyle {\mathsf {3NH_{2}Cl\ {\xrightarrow {-40^{o}C}}\ N_{2}+NH_{4}Cl+2HCl}}}
Nh3Cl+2h3O ⇄ Nh4⋅h3O+HClO{\displaystyle {\mathsf {NH_{2}Cl+2H_{2}O\ \rightleftarrows \ NH_{3}\cdot H_{2}O+HClO}}}
Nh3Cl+2HCl → Nh5Cl+Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {NH_{2}Cl+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ NH_{4}Cl+Cl_{2}\!\uparrow }}}
4Nh3Cl+4NaOH → N2↑+2Nh4⋅h3O+3NaCl+NaClO+h3O{\displaystyle {\mathsf {4NH_{2}Cl+4NaOH\ {\xrightarrow {}}\ N_{2}\!\uparrow +2NH_{3}\cdot H_{2}O+3NaCl+NaClO+H_{2}O}}}
2Nh3Cl+NaClO+2NaOH → N2↑+3NaCl+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2NH_{2}Cl+NaClO+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ N_{2}\!\uparrow +3NaCl+3H_{2}O}}}
Nh3Cl+2KI+2h3O → Nh4⋅h3O+I2↓+KOH+KCl{\displaystyle {\mathsf {NH_{2}Cl+2KI+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ NH_{3}\cdot H_{2}O+I_{2}\!\downarrow +KOH+KCl}}}

ru.wikipedia.org

Гипохлорит натрия - вся польза Лабарраковой воды

СОДЕРЖАНИЕ СТАТЬИ

Для чего нужен раствор гипохлорита натрия

Гипохлорит натрия – технический химикат для очистки зараженной воды, оборудования, стоков, кроме того, его используют для отбелки разных материалов, для окисления в фармацевтической отрасли при изготовлении витаминов. Давайте рассмотрим более полный список:

  1. Гипохлорит натрия для очистки воды – один из самых безопасных и дешевых методов получения очищенной воды для нужд коммунального хозяйства.
  2. Обеззараживание сточных вод гипохлоритом натрия дает возможность контролировать эпидемиологическую ситуацию.
  3. Детоксикация отходов и сточных масс улучшает экологию и повышает безопасность ряда производств.
  4. Вещество применяется врачами для антисептирования ран, а также для мытья полов, туалетов, мебели, некоторых видов оборудования и инструмента позволило поднять гигиену на новый уровень.
  5. Помогает как специальный препарат в химиотерапии раковых опухолей.
  6. Белизна используется в быту и производстве как отбеливатель тканей, целлюлозы, древесины и других материалов.
  7. Применяется как компонент в промышленном и лабораторном химическом синтезе, в частности, синтезе гидразина.
  8. Альгицидная обработка: гипохлорит натрия бассейн или канал сделает чистым от водорослей и инфекции.
  9. Используется при получении синтетического пищевого крахмала.

ИНТЕРЕСНО! В регионе побережья Карибского моря и прилегающих стран произошла вспышка холеры (конец XX века), которую удалось ликвидировать с помощью ГПХН. Кроме того, применение этого дезинфектанта помогло остановить такие заболевания, как брюшной тиф и дизентерию.

Итак, мы видим, что сфера применения препарата весьма и весьма широка. Если говорить в целом, то львиная доля всего произведенного на планете ГПХН расходуется на отбеливание (67%) и дезинфекцию (33%).

Химические характеристики гипохлорита натрия

Гипохлорит натрия ГОСТ определяет, как продукт хлорирования газом раствора едкого гидрокарбоната натрия. Несмотря на наличие массы других способов его получения, за эталон взят именно этот. В результате реакции получается химическое соединение с формулой NaOCl.

Это вещество называют натриевой солью хлорноватистой кислоты. Кристаллы крайне нестабильны и быстро разлагаются. Относительно стабильная форма получается путем образования пентагидрата.

ИНТЕРЕСНО! Соединение изначально именовали в честь изобретателя – Лабарраковой водой. Именно водой, так как гипохлорит натрия жидкий является более предпочтительным для хранения и перевозки, а также использования. В сухом виде ромбовидные кристаллы быстро разлагаются с выделением хлора и кислорода, на их месте остается чистая вода.

Гипохлорит натрия — ГОСТ 11086 76 – желто-зеленая жидкость с возможной взвесью частиц. Отличается отчетливым запахом хлора, при вдыхании вызывает жжение в носоглотке и глазах. Не горит, не взрывается, однако после взаимодействия с некоторыми органическими соединениями может стать причиной возгорания.

Разновидности гипохлорит натрия

Гипохлорит натрия — ГОСТ 11086 — жидкий раствор соли натрия хлорноватистой кислоты в воде. Соответственно, существуют разновидности этого вещества в зависимости от концентрации, кислотности, количества хлора и ряда других показателей.

Важно! Сегодня множество производств заняты изготовлением гипохлорита натрия. Однако далеко не все из них руководствуются государственным стандартом, некоторые обходятся техническими условиями. Само собой, лучше выбирать вещество, которое сделано в соответствие с Государственным стандартом.

Чтобы читателю было проще увидеть разницу между марками ГПХН, мы свели их основные отличия в таблицу:

Таблица видов ГПХН

Гипохлорит натрияГипохлорит натрия

Наиболее качественным и чистым можно считать гипохлорит натрия МАРКА А. Именно здесь отмечается самое высокое содержание хлора, самая малая концентрация оснований и железа, соответственно, это дает более высокие результаты в отбелке тканей и дезинфекции. Гипохлорит натрия 25 кг в канистрах производит компания GOODHIM в соответствие со стандартом для марки А (возможна покупка гипохлорита натрия оптом).

Производство гипохлорита натрия

Мировые показатели объемов производства препарата приближаются к нескольким миллионам тонн. Потребности человечества в антисептике постоянно растут вместе с ростом населения, потребления искусственно подготовленной воды и общим развитием цивилизации на планете.

В промышленности используют такие методы получения:

  1. Основной процесс. Это химический путь получения ГПХН, который не отличается от реакции, открытой Антуаном Лабарраком в 1820 году и заключается в обработке едкого натра обычным хлором.
  2. Низкосолевой процесс. Здесь также происходит обработка гидроксида натрия хлором, только она протекает за две стадии, что позволяет получать концентрированные до 40% растворы, которые отличаются чистотой.
  3. Электролиз. Этот способ представляет собой знакомое всем разложение раствора с помощью тока. В качестве исходного вещества используют морскую воду или раствор поваренной соли.

Наиболее эффективным способом получения товарного ГПХН является низкосолевой процесс. В России так производит гипохлорит натрия фирма GOODHIM.

Воздействие на человека и природу

Интересно, что бактерицидное и, вообще, биоцидное действие ГПХН связано с выделением в процессе разложения таких частиц, как синглетный кислород. Это весьма напоминает борьбу некоторых наших клеток, например, гепатоцидов, с инородными микроорганизмами путем синтеза хлорноватистой кислоты.

Под влиянием антисептика погибают не только лишь микробы, но дрожжевые грибы, энтерококки, а также многие опасные бактерии. При этом некоторые простейшие, такие как лямблии и протисты, демонстрируют устойчивость к данному агенту.

Для человека ГПХН может нести опасность при проникновении в глаза, на участки незащищенной кожи и при вдыхании. Вдыхание вызывает жжение в глотке, резь в области глаз, кашель и эффект удушения. Поражение глаз способно привести к химическому ожогу с потерей зрения. Длительный контакт с кожей вызывает раздражение, при повышении концентрации – изъязвление и даже некроз.

Прием препарата в пищу ведет к гастропатии, раздражению внутренних поверхностей кишечника и пищевода, иногда – к ацидозу печени и перфорации ЖКТ.

Средство длительное время подвергалось всестороннему исследованию ученых разных стран мира, ведь его эффективность в разы превышала показатели риска и отвергнуть столь действенный дезинфектант было бы безрассудно! В исследованиях была убедительно показана безопасность дезинфектанта при применении по назначению и согласно инструкции. Также было установлено, что соединение не вызывает тенденции к образованию рака, мутации или неправильной беременности.

Заключение

Гипохлорит натрия – один из наиболее распространенных, эффективных и безопасных дезинфектантов и отбеливателей из всех известных человечеству. Вещество отличается доступностью для покупки, низкой ценой и солидным опытом использования. Польза Лабарраковой воды была убедительно показана в борьбе с эпидемиями, для обеззараживания воды, в отбелке целлюлозы и тканей.

goodhim.com


Смотрите также