Hlora gāze, hlora fizikālās īpašības, hlora ķīmiskās īpašības. Hlora fizikālās īpašības: blīvums, siltumietilpība, siltumvadītspēja Cl2 Hloram piemīt

Hlors

HLORS-A; m.[no grieķu val chlōros — gaiši zaļš] Ķīmiskais elements (Cl), asfiksējoša zaļgani dzeltenas krāsas gāze ar asu smaku (izmanto kā indīgu un dezinfekcijas līdzekli). Hlora savienojumi. Saindēšanās ar hloru.

◁ Hlors (sk.).

(lat. Chlorum), periodiskās tabulas VII grupas ķīmiskais elements, pieder pie halogēniem. Nosaukums cēlies no grieķu valodas chlōros — dzeltenzaļš. Brīvais hlors sastāv no diatomiskām molekulām (Cl 2); dzeltenzaļa gāze ar asu smaku; blīvums 3,214 g/l; t pl -101°C; t kip -33,97°C; parastā temperatūrā tas viegli sašķidrinās zem spiediena 0,6 MPa. Ķīmiski ļoti aktīvs (oksidētājs). Galvenās minerālvielas ir halīts (akmens sāls), silvīts, bišofīts; jūras ūdens satur nātrija, kālija, magnija un citu elementu hlorīdus. Tos izmanto hloru saturošu organisko savienojumu (60-75%), neorganisko vielu (10-20%) ražošanā, celulozes un audumu balināšanai (5-15%), sanitārajām vajadzībām un ūdens dezinfekcijai (hlorēšanai). . Toksisks.

HLORS (lat. Chlorum), Cl (lasīt “hlors”), ķīmiskais elements ar atomskaitli 17, atommasa 35,453. Brīvā formā tā ir dzeltenzaļa smaga gāze ar asu smacējošu smaku (tātad nosaukums: grieķu hloros - dzeltenzaļš).
Dabiskais hlors ir divu nuklīdu maisījums (cm. NUKLĪDS) ar masas skaitļiem 35 (maisījumā ar 75,77 masas%) un 37 (24,23%). Ārējā elektronu slāņa 3 konfigurācija s 2 lpp 5 . Savienojumos tas uzrāda galvenokārt oksidācijas pakāpes –1, +1, +3, +5 un +7 (valences I, III, V un VII). Atrodas trešajā periodā Mendeļejeva periodiskās elementu tabulas VIIA grupā, pieder pie halogēniem. (cm. HALOGĒNS).
Neitrālā hlora atoma rādiuss ir 0,099 nm, jonu rādiusi attiecīgi (iekavās norādītas koordinācijas skaitļa vērtības): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) un Clr 7+ 0,022 nm (3) un 0,041 nm (6). Neitrālā hlora atoma secīgās jonizācijas enerģijas ir attiecīgi 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 un 114,3 eV. Elektronu afinitāte 3,614 eV. Saskaņā ar Polinga skalu hlora elektronegativitāte ir 3,16.
Atklājumu vēsture
Vissvarīgākais hlora ķīmiskais savienojums – galda sāls (ķīmiskā formula NaCl, ķīmiskais nosaukums nātrija hlorīds) – cilvēkiem ir zināms kopš seniem laikiem. Ir pierādījumi, ka galda sāls ieguve tika veikta jau 3-4 tūkstošus gadu pirms mūsu ēras Lībijā. Iespējams, ka, dažādām manipulācijām izmantojot galda sāli, alķīmiķi saskārās arī ar hlora gāzi. Lai izšķīdinātu "metālu karali" - zeltu, viņi izmantoja "regia degvīnu" - sālsskābes un slāpekļskābes maisījumu, kura mijiedarbībā izdalās hlors.
Pirmo reizi hlora gāzi ieguva un detalizēti aprakstīja zviedru ķīmiķis K. Šēle (cm. SCHEELE Kārlis Vilhelms) 1774. gadā. Viņš karsēja sālsskābi ar minerālu piroluzītu (cm. PIROLUSĪTS) MnO 2 un novēroja dzeltenzaļas gāzes izdalīšanos ar asu smaku. Tā kā tajos laikos dominēja flogistona teorija (cm. PHLOGISTONS), Šēle jauno gāzi uzskatīja par “deflogistonizētu sālsskābi”, t.i., par sālsskābes oksīdu (oksīdu). A. Lavuazjē (cm. LAVOZĪRS Antuāns Lorāns) uzskatīja gāzi par elementa “muria” oksīdu (sālsskābi sauca par muric skābi, no latīņu valodas muria - sālījumu). To pašu viedokli pirmais pauda angļu zinātnieks G. Davy (cm. DAVijs Hamfrijs), kurš pavadīja daudz laika, sadalot “murija oksīdu” vienkāršās vielās. Viņam neizdevās, un 1811. gadā Deivijs nonāca pie secinājuma, ka šī gāze ir vienkārša viela un tai atbilst ķīmiskais elements. Deivijs bija pirmais, kurš ierosināja to saukt par hloru atbilstoši gāzes dzeltenzaļajai krāsai. Nosaukumu “hlors” elementam 1812. gadā piešķīra franču ķīmiķis J. L. Gay-Lussac. (cm. GEJS LUSAKS Džozefs Luiss); tas ir pieņemts visās valstīs, izņemot Lielbritāniju un ASV, kur ir saglabāts Dāvja ieviestais vārds. Tika ierosināts šo elementu saukt par “halogēnu” (t.i., sāli ražojošu), taču laika gaitā tas kļuva par vispārēju nosaukumu visiem VIIA grupas elementiem.
Atrodoties dabā
Hlora saturs zemes garozā ir 0,013 svara %, jūras ūdenī tas ir ievērojamā koncentrācijā Cl – jona veidā (vidēji ap 18,8 g/l). Ķīmiski hlors ir ļoti aktīvs, tāpēc dabā brīvā veidā tas nav sastopams. Tā ir daļa no tādiem minerāliem, kas veido lielas atradnes, piemēram, galda vai akmens, sāls (halīts (cm. HALITE)) NaCl, karnalīts (cm. KARNALLĪTS) KCl MgCl 2 6H 21 O, silvīns (cm. SILVINS) KCl, silvinīts (Na, K)Cl, kainīts (cm. KAINĪTS) KCl MgSO 4 3H 2 O, bišofīts (cm. BISCHOFIT) MgCl 2 · 6H 2 O un daudzi citi. Hloru var atrast dažādos iežos un augsnēs.
Kvīts
Lai iegūtu hlora gāzi, tiek izmantota spēcīga NaCl ūdens šķīduma elektrolīze (dažkārt izmanto KCl). Elektrolīzi veic, izmantojot katjonu apmaiņas membrānu, kas atdala katoda un anoda telpas. Turklāt procesa dēļ
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
uzreiz tiek iegūti trīs vērtīgi ķīmiskie produkti: hlors pie anoda, ūdeņradis pie katoda (cm.ŪDEŅRADS), un elektrolizatorā uzkrājas sārms (1,13 tonnas NaOH uz katru saražotā hlora tonnu). Hlora ražošanai ar elektrolīzi ir nepieciešams liels elektroenerģijas daudzums: 1 tonnas hlora ražošanai tiek patērēti no 2,3 līdz 3,7 MW.
Lai iegūtu hloru laboratorijā, viņi izmanto koncentrētas sālsskābes reakciju ar jebkuru spēcīgu oksidētāju (kālija permanganātu KMnO 4, kālija dihromātu K 2 Cr 2 O 7, kālija hlorātu KClO 3, balinātāju CaClOCl, mangāna (IV) 2 oksīdu MnO ). Šiem nolūkiem visērtāk ir izmantot kālija permanganātu: šajā gadījumā reakcija notiek bez karsēšanas:
2KMnO4 + 16HCl = 2KСl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.
Ja nepieciešams, hlors sašķidrinātā (zem spiediena) veidā tiek transportēts dzelzceļa cisternās vai tērauda balonos. Hlora baloniem ir īpašs marķējums, taču arī bez tā hlora balonu var viegli atšķirt no baloniem ar citām netoksiskām gāzēm. Hlora balonu apakšdaļa ir veidota kā puslode, un cilindru ar šķidru hloru nevar novietot vertikāli bez atbalsta.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības
Normālos apstākļos hlors ir dzeltenzaļa gāze, gāzes blīvums 25°C temperatūrā ir 3,214 g/dm 3 (apmēram 2,5 reizes lielāks par gaisa blīvumu). Cietā hlora kušanas temperatūra ir –100,98°C, viršanas temperatūra –33,97°C. Standarta elektroda potenciāls Cl 2 /Cl - ūdens šķīdumā ir +1,3583 V.
Brīvā stāvoklī tas pastāv diatomisku Cl 2 molekulu veidā. Attālums starp kodoliem šajā molekulā ir 0,1987 nm. Cl 2 molekulas elektronu afinitāte ir 2,45 eV, jonizācijas potenciāls ir 11,48 eV. Cl 2 molekulu disociācijas enerģija atomos ir salīdzinoši zema un sasniedz 239,23 kJ/mol.
Hlors nedaudz šķīst ūdenī. 0°C temperatūrā šķīdība ir 1,44 mas.%, 20°C - 0,711°C mas.%, 60°C - 0,323 mas. %. Hlora šķīdumu ūdenī sauc par hlora ūdeni. Hlora ūdenī tiek izveidots līdzsvars:
Сl 2 + H 2 O H + = Сl - + HOСl.
Lai šo līdzsvaru novirzītu pa kreisi, t.i., samazinātu hlora šķīdību ūdenī, ūdenim jāpievieno vai nu nātrija hlorīds NaCl, vai kāda negaistoša spēcīga skābe (piemēram, sērskābe).
Hlors labi šķīst daudzos nepolāros šķidrumos. Pats šķidrais hlors kalpo kā šķīdinātājs tādām vielām kā BCl 3, SiCl 4, TiCl 4.
Pateicoties zemajai Cl 2 molekulu disociācijas enerģijai atomos un hlora atoma augstajai elektronu afinitātei, ķīmiski hlors ir ļoti aktīvs. Tas tieši reaģē ar lielāko daļu metālu (tostarp, piemēram, zeltu) un daudziem nemetāliem. Tātad, bez apkures, hlors reaģē ar sārmu (cm. SĀRMU METĀLI) un sārmzemju metāli (cm. SĀRMZEMJU METĀLI), ar antimonu:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Sildot, hlors reaģē ar alumīniju:
3Сl 2 + 2Аl = 2А1Сl 3
un dzelzs:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Hlors reaģē ar ūdeņradi H2, kad tas tiek aizdedzināts (hlors klusi deg ūdeņraža atmosfērā), vai arī tad, kad hlora un ūdeņraža maisījumu apstaro ar ultravioleto gaismu. Šajā gadījumā parādās hlorūdeņraža gāze HCl:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Hlorūdeņraža šķīdumu ūdenī sauc par sālsskābi (cm. SĀLSSKĀBE)(sālsskābe. Maksimālā sālsskābes masas koncentrācija ir aptuveni 38%. Sālsskābes sāļi - hlorīdi (cm. hlorīds), piemēram, amonija hlorīds NH 4 Cl, kalcija hlorīds CaCl 2, bārija hlorīds BaCl 2 un citi. Daudzi hlorīdi labi šķīst ūdenī. Sudraba hlorīds AgCl praktiski nešķīst ūdenī un skābos ūdens šķīdumos. Kvalitatīva reakcija uz hlorīda jonu klātbūtni šķīdumā ir baltu AgCl nogulšņu veidošanās ar Ag + joniem, kas praktiski nešķīst slāpekļskābes vidē:
CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl.
Istabas temperatūrā hlors reaģē ar sēru (veidojas tā sauktais sēra monohlorīds S 2 Cl 2) un fluoru (veidojas savienojumi ClF un ClF 3). Sildot, hlors mijiedarbojas ar fosforu (atkarībā no reakcijas apstākļiem veidojot savienojumus PCl 3 vai PCl 5), arsēnu, boru un citus nemetālus. Hlors tieši nereaģē ar skābekli, slāpekli, oglekli (daudzi hlora savienojumi ar šiem elementiem tiek iegūti netieši) un inertajām gāzēm (nesen zinātnieki ir atraduši veidus, kā šādas reakcijas aktivizēt un veikt “tieši”). Ar citiem halogēniem hlors veido starphalogēnu savienojumus, piemēram, ļoti spēcīgus oksidētājus - fluorīdus ClF, ClF 3, ClF 5. Hlora oksidēšanas spēja ir lielāka nekā bromam, tāpēc hlors izspiež bromīda jonu no bromīda šķīdumiem, piemēram:
Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl
Hlors tiek pakļauts aizvietošanas reakcijai ar daudziem organiskiem savienojumiem, piemēram, ar metānu CH4 un benzolu C6H6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl vai C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl.
Hlora molekula ar vairākām saitēm (dubultā un trīskāršā veidā) var pievienoties organiskajiem savienojumiem, piemēram, etilēnam C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 Cl CH 2 Cl.
Hlors mijiedarbojas ar sārmu ūdens šķīdumiem. Ja reakcija notiek istabas temperatūrā, veidojas hlorīds (piemēram, kālija hlorīds KCl) un hipohlorīts. (cm. HIPOHLORĪTI)(piemēram, kālija hipohlorīts KClO):
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.
Hloram mijiedarbojoties ar karstu (temperatūra aptuveni 70-80°C) sārma šķīdumu, veidojas attiecīgais hlorīds un hlorāts. (cm. HLORATI), Piemēram:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O.
Kad hlors mijiedarbojas ar mitru kalcija hidroksīda Ca(OH) 2 suspensiju, veidojas balinātājs (cm. BALINĀŠANAS PULVERIS)(“balinātājs”) CaClOCl.
Hlora oksidācijas pakāpe +1 atbilst vājai, nestabilai hipohlorskābei (cm. Hipohlorskābe) HClO. Tās sāļi ir hipohlorīti, piemēram, NaClO - nātrija hipohlorīts. Hipohlorīti ir spēcīgi oksidētāji, un tos plaši izmanto kā balināšanas un dezinfekcijas līdzekļus. Kad hipohlorīti, jo īpaši balinātājs, mijiedarbojas ar oglekļa dioksīdu CO 2, citu produktu starpā veidojas gaistoša hipohlorskābe. (cm. Hipohlorskābe), kas var sadalīties, izdalot hlora oksīdu (I) Cl 2 O:
2HClO = Cl 2 O + H 2 O.
Tieši šīs gāzes, Cl 2 O, smarža ir raksturīgā balinātājam.
Hlora oksidācijas pakāpe +3 atbilst zemas stabilitātes vidēja stipruma HClO 2 skābei. Šo skābi sauc par hlorskābi, tās sāļus sauc par hlorītiem (cm. HLORĪTI (sāļi)), piemēram, NaClO 2 - nātrija hlorīts.
Hlora oksidācijas pakāpe +4 atbilst tikai vienam savienojumam - hlora dioksīdam ClO 2.
Hlora oksidācijas pakāpe +5 atbilst spēcīgam, stabilam tikai ūdens šķīdumos koncentrācijās zem 40%, perhlorskābe (cm. Hipohlorskābe) HClO 3. Tās sāļi ir hlorāti, piemēram, kālija hlorāts KClO 3.
Hlora oksidācijas pakāpe +6 atbilst tikai vienam savienojumam - hlora trioksīdam ClO 3 (pastāv dimēra Cl 2 O 6 formā).
Hlora oksidācijas pakāpe +7 atbilst ļoti spēcīgai un diezgan stabilai perhlorskābei (cm. PERHLORSKĀBE) HClO 4. Tās sāļi ir perhlorāti (cm. PERKLORATI), piemēram, amonija perhlorāts NH 4 ClO 4 vai kālija perhlorāts KClO 4. Jāņem vērā, ka smago sārmu metālu – kālija, un jo īpaši rubīdija un cēzija – perhlorāti ūdenī nedaudz šķīst. Oksīds, kas atbilst hlora oksidācijas pakāpei, ir +7 - Cl 2 O 7.
Starp savienojumiem, kas satur hloru pozitīvā oksidācijas stāvoklī, hipohlorītiem ir visspēcīgākās oksidējošās īpašības. Perhlorātiem oksidējošās īpašības nav raksturīgas.
Pieteikums
Hlors ir viens no svarīgākajiem ķīmiskās rūpniecības produktiem. Tās globālā produkcija sasniedz desmitiem miljonu tonnu gadā. Hloru izmanto, lai ražotu dezinfekcijas un balinātājus (nātrija hipohlorītu, balinātāju un citus), sālsskābi, daudzu metālu un nemetālu hlorīdus, daudzas plastmasas (polivinilhlorīds). (cm. POLIVINILHLORĪDS) un citi), hloru saturoši šķīdinātāji (dihloretāns CH 2 ClCH 2 Cl, tetrahlorogleklis CCl 4 u.c.), rūdu atvēršanai, metālu atdalīšanai un attīrīšanai utt. Hloru izmanto ūdens dezinfekcijai (hlorēšana (cm. HLORĒŠANA)) un daudziem citiem mērķiem.
Bioloģiskā loma
Hlors ir viens no svarīgākajiem biogēnajiem elementiem (cm. BIOGĒNIE ELEMENTI) un ir daļa no visiem dzīvajiem organismiem. Daži augi, tā sauktie halofīti, spēj ne tikai augt ļoti sāļās augsnēs, bet arī uzkrāj lielu daudzumu hlorīdu. Ir zināmi mikroorganismi (halobaktērijas u.c.) un dzīvnieki, kas dzīvo augsta sāļuma apstākļos. Hlors ir viens no galvenajiem ūdens-sāļu metabolisma elementiem dzīvniekiem un cilvēkiem, kas nosaka fizikālos un ķīmiskos procesus ķermeņa audos. Tas ir iesaistīts skābju-bāzes līdzsvara uzturēšanā audos, osmoregulācijā (cm. OSMOREGULĀCIJA)(hlors ir galvenā osmotiski aktīvā viela asinīs, limfā un citos ķermeņa šķidrumos), galvenokārt atrodoties ārpus šūnām. Augos hlors piedalās oksidatīvās reakcijās un fotosintēzē.
Cilvēka muskuļu audos ir 0,20-0,52% hlora, kaulaudos - 0,09%; asinīs - 2,89 g/l. Vidusmēra cilvēka organismā (ķermeņa svars 70 kg) ir 95 g hlora. Katru dienu cilvēks ar pārtiku saņem 3-6 g hlora, kas vairāk nekā sedz šī elementa nepieciešamību.
Darba ar hloru iezīmes
Hlors ir indīga smacējoša gāze; ja tas nonāk plaušās, tas izraisa plaušu audu apdegumus un nosmakšanu. Tam ir kairinoša iedarbība uz elpceļiem, ja koncentrācija gaisā ir aptuveni 0,006 mg/l. Hlors bija viena no pirmajām ķīmiskajām indēm (cm. INDES VIELAS), ko izmantoja Vācija Pirmajā pasaules karā. Strādājot ar hloru, jālieto aizsargapģērbs, gāzmaska ​​un cimdi. Īsu laiku elpošanas orgānus var pasargāt no hlora iekļūšanas tajos ar auduma pārsēju, kas samitrināts nātrija sulfīta Na 2 SO 3 vai nātrija tiosulfāta Na 2 S 2 O 3 šķīdumā. Maksimāli pieļaujamā hlora koncentrācija darba telpu gaisā ir 1 mg/m 3, apdzīvotu vietu gaisā 0,03 mg/m 3.

enciklopēdiskā vārdnīca. 2009 .

Skatiet, kas ir “hlors” citās vārdnīcās:

Hlors, eh... Krievu vārdu stress

hlors- hlors un... Krievu valodas pareizrakstības vārdnīca

hlors- hlors/... Morfēmiskās pareizrakstības vārdnīca

- (grieķu hloros zaļgani dzeltens). Ķīmiski vienkāršs, gāzveida ķermenis, zaļgani dzeltenā krāsā, asa, kairinoša smarža, kas spēj izmainīt augu vielu krāsu. Krievu valodā iekļauto svešvārdu vārdnīca... Krievu valodas svešvārdu vārdnīca

- (simbols C1), plaši izplatīts nemetālisks elements, viens no HALOGĒNIEM (periodiskās tabulas septītās grupas elementi), pirmo reizi atklāts 1774. gadā. Tas ir daļa no galda sāls (NaCl). Hlors ir zaļgani dzeltens... Zinātniskā un tehniskā enciklopēdiskā vārdnīca

HLORS- HLORS, C12, ķīmiskais. elements, atomskaitlis 17, atomsvars 35,457. Atrodoties III perioda VII grupā, hlora atomiem ir 7 ārējie elektroni, kuru dēļ X uzvedas kā tipisks vienvērtīgs metaloīds. X. sadalīts izotopos ar atomu... ... Lielā medicīnas enciklopēdija

Hlors- parasti iegūst sārmu metālu hlorīdu, jo īpaši nātrija hlorīda, elektrolīzē. Hlors ir zaļgani dzeltena, asfiksējoša, kodīga gāze, kas ir 2,5 reizes blīvāka par gaisu, nedaudz šķīst ūdenī un viegli sašķidrināma. Parasti transportē... Oficiālā terminoloģija

Hlors- (Hlors), Cl, periodiskās tabulas VII grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 17, atommasa 35,453; attiecas uz halogēniem; dzeltenzaļa gāze, viršanas temperatūra 33,97°C. Izmanto polivinilhlorīda, hloroprēna gumijas,... ... Ilustrētā enciklopēdiskā vārdnīca

HLORS, hlors, pl. nē, vīrs (no grieķu hloros green) (ķīmiska). Izmantots ķīmiskais elements, smacējošā gāze. tehnikā, sanitārijā kā dezinfekcijas līdzeklis un karadarbībā kā indīga viela. Ušakova skaidrojošā vārdnīca. D.N. Ušakovs. 1935 1940 ... Ušakova skaidrojošā vārdnīca

Hlors... Sarežģītu vārdu sākumdaļa, ieviešot šādu nozīmi: hlors, hlorīds (hlororganiskais hlors, hloracetons, hlorbenzols, hlormetāns u.c.). Efraima skaidrojošā vārdnīca. T. F. Efremova. 2000... Mūsdienu Efremovas krievu valodas skaidrojošā vārdnīca

Grāmatas

• Krievu teātris vai Pilnīga visu krievu teātra darbu kolekcija. 24. daļa. Operas: aizbildnis profesors. - I. Kņažņins. Nelaime no karietes. - Dušinkas prieks. - Jūrnieku joki. - . Hlors Tsarevičs, , . Grāmata ir 1786. gada atkārtots izdevums. Neskatoties uz to, ka ir veikts nopietns darbs, lai atjaunotu izdevuma sākotnējo kvalitāti, dažas lapas var...

Hloru 1772. gadā pirmo reizi ieguva Šēle, kurš savā traktātā par pirolusītu aprakstīja tā izdalīšanos piroluzīta mijiedarbības laikā ar sālsskābi: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Šēle atzīmēja hlora smaržu, kas ir līdzīga ūdens regijas smaržai, tā spēju reaģēt ar zeltu un cinobru, kā arī balināšanas īpašības. Tomēr Šēle saskaņā ar flogistona teoriju, kas tajā laikā dominēja ķīmijā, ierosināja, ka hlors ir deflogistēta sālsskābe, tas ir, sālsskābes oksīds.
Bertolets un Lavuāzjē ierosināja, ka hlors ir elementa muria oksīds, taču mēģinājumi to izolēt palika neveiksmīgi līdz Deivija darbam, kuram ar elektrolīzi izdevās sadalīt galda sāli nātijā un hlorā.
Elementa nosaukums cēlies no grieķu valodas clwroz- "zaļš".

Atrodoties dabā, saņemot:

Dabīgais hlors ir divu izotopu 35 Cl un 37 Cl maisījums. Zemes garozā hlors ir visizplatītākais halogēns. Tā kā hlors ir ļoti aktīvs, dabā tas ir sastopams tikai savienojumu veidā minerālos: halīts NaCl, silvīts KCl, silvinīts KCl NaCl, bišofīts MgCl 2 6H 2 O, karnalīts KCl MgCl 2 6H 2 O, kainīts KCl MgSO ·3H 2 O. Lielākās hlora rezerves ir jūru un okeānu ūdeņu sāļos.
Rūpnieciskā mērogā hloru iegūst kopā ar nātrija hidroksīdu un ūdeņradi, elektrolīzes ceļā no galda sāls šķīduma:
2NaCl + 2H 2O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Lai iegūtu hloru no hlorūdeņraža, kas ir organisko savienojumu rūpnieciskās hlorēšanas blakusprodukts, tiek izmantots Deacon process (ūdeņraža hlorīda katalītiskā oksidēšana ar atmosfēras skābekli):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
Laboratorijās parasti izmantotie procesi ir balstīti uz hlorūdeņraža oksidēšanu ar spēcīgiem oksidētājiem (piemēram, mangāna (IV) oksīdu, kālija permanganātu, kālija dihromātu):
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Fizikālās īpašības:

Normālos apstākļos hlors ir dzeltenzaļa gāze ar smacējošu smaku. Hlors jūtami šķīst ūdenī ("hlora ūdens"). 20°C temperatūrā vienā tilpumā ūdens izšķīst 2,3 tilpumi hlora. Vārīšanās temperatūra = -34°C; kušanas temperatūra = -101°C, blīvums (gāze, n.s.) = 3,214 g/l.

Ķīmiskās īpašības:

Hlors ir ļoti aktīvs - tas tieši savienojas ar gandrīz visiem periodiskās tabulas elementiem, metāliem un nemetāliem (izņemot oglekli, slāpekli, skābekli un inertās gāzes). Hlors ir ļoti spēcīgs oksidētājs, kas izspiež mazāk aktīvos nemetālus (bromu, jodu) no to savienojumiem ar ūdeņradi un metāliem:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI = I 2 + 2NaCl
Izšķīdinot ūdenī vai sārmos, hlors dismutējas, veidojot hipohloru (un karsējot – perhlorskābi) un sālsskābi vai to sāļus.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Hlors mijiedarbojas ar daudziem organiskiem savienojumiem, iesaistoties aizstāšanas vai pievienošanas reakcijās:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH2 =CH2 + Cl2 => Cl-CH2-CH2-Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Hloram ir septiņi oksidācijas stāvokļi: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Svarīgākie savienojumi:

Hlorūdeņraža HCl- bezkrāsaina gāze, kas kūp gaisā, jo ar ūdens tvaikiem veidojas miglas pilieni. Tam ir asa smaka un tas stipri kairina elpceļus. Satur vulkāniskās gāzēs un ūdeņos, kuņģa sulā. Ķīmiskās īpašības ir atkarīgas no tā, kādā stāvoklī tas atrodas (var būt gāzveida, šķidrā vai šķīduma stāvoklī). HCl šķīdumu sauc sālsskābe. Tā ir spēcīga skābe un izspiež vājākās skābes no to sāļiem. Sāļi - hlorīdi- cietas kristāliskas vielas ar augstu kušanas temperatūru.
Kovalentie hlorīdi- hlora savienojumi ar nemetāliem, gāzēm, šķidrumiem vai kūstošām cietām vielām, kurām ir raksturīgas skābas īpašības, kuras parasti viegli hidrolizē ar ūdeni, veidojot sālsskābi:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Hlora (I) oksīds Cl 2 O., brūngani dzeltenas krāsas gāze ar asu smaku. Ietekmē elpošanas orgānus. Viegli šķīst ūdenī, veidojot hipohlorskābi.
Hipohlorskābe HClO. Pastāv tikai risinājumos. Tā ir vāja un nestabila skābe. Viegli sadalās sālsskābē un skābeklī. Spēcīgs oksidētājs. Veidojas, kad hlors izšķīst ūdenī. Sāļi - hipohlorīti, zema stabilitāte (NaClO*H 2 O sprādzienbīstami sadalās 70 °C temperatūrā), spēcīgi oksidētāji. Plaši izmanto balināšanai un dezinfekcijai balināšanas pulveris, sajaukts sāls Ca(Cl)OCl
Hlorskābe HClO 2, brīvā veidā ir nestabils, pat atšķaidītā ūdens šķīdumā ātri sadalās. Vidēja stipruma skābe, sāļi - hlorīti, kā likums, ir bezkrāsaini un labi šķīst ūdenī. Atšķirībā no hipohlorītiem hlorīti uzrāda izteiktas oksidējošas īpašības tikai skābā vidē. Visvairāk izmantotais (audumu un papīra masas balināšanai) ir nātrija hlorīts NaClO 2.
Hlora (IV) oksīds ClO 2, ir zaļgani dzeltena gāze ar nepatīkamu (asu) smaku, ...
Hlorskābe, HClO 3 - brīvā formā ir nestabils: nesamērīgi sadalās ClO 2 un HClO 4. Sāļi - hlorāti; No tiem svarīgākie ir nātrija, kālija, kalcija un magnija hlorāti. Tie ir spēcīgi oksidētāji un ir sprādzienbīstami, ja tos sajauc ar reducētājiem. Kālija hlorāts ( Berthollet sāls) - KClO 3, tika izmantots skābekļa ražošanai laboratorijā, taču tā augstās bīstamības dēļ to vairs neizmantoja. Kālija hlorāta šķīdumus izmantoja kā vāju antiseptisku līdzekli un ārstniecisku rīkles skalošanu.
Perhlorskābe HClO 4, ūdens šķīdumos perhlorskābe ir visstabilākā no visām skābekli saturošajām hlora skābēm. Bezūdens perhlorskābe, ko iegūst, izmantojot koncentrētu sērskābi no 72% HClO 4, nav īpaši stabila. Tā ir spēcīgākā monoprotiskā skābe (ūdens šķīdumā). Sāļi - perhlorāti, tiek izmantoti kā oksidētāji (raķešu dzinēji ar cieto degvielu).

Pielietojums:

Hloru izmanto daudzās nozarēs, zinātnē un mājsaimniecības vajadzībām:
- Polivinilhlorīda, plastmasas savienojumu, sintētiskā kaučuka ražošanā;
- Auduma un papīra balināšanai;
- Hlororganisko insekticīdu ražošana - vielas, kas iznīcina kultūraugiem kaitīgos kukaiņus, bet ir drošas augiem;
- Ūdens dezinfekcijai - “hlorēšana”;
- Reģistrēts pārtikas rūpniecībā kā pārtikas piedeva E925;
- Sālsskābes, balinātāju, bertoleta sāls, metālu hlorīdu, indes, zāļu, mēslošanas līdzekļu ķīmiskajā ražošanā;
- Metalurģijā tīru metālu ražošanai: titāns, alva, tantals, niobijs.

Bioloģiskā loma un toksicitāte:

Hlors ir viens no svarīgākajiem biogēnajiem elementiem un ir visu dzīvo organismu sastāvdaļa. Dzīvniekiem un cilvēkiem hlora joni ir iesaistīti osmotiskā līdzsvara uzturēšanā; hlorīda jonam ir optimāls rādiuss iekļūšanai caur šūnu membrānu. Hlora joni ir vitāli svarīgi augiem, piedalās augu enerģijas metabolismā, aktivizējot oksidatīvo fosforilāciju.
Hlors vienkāršas vielas veidā ir indīgs, ja tas nonāk plaušās, tas izraisa plaušu audu apdegumus un nosmakšanu. Tam ir kairinoša iedarbība uz elpceļiem, ja koncentrācija gaisā ir aptuveni 0,006 mg/l (t.i., divreiz lielāka par hlora smakas uztveres slieksni). Hlors bija viens no pirmajiem ķīmiskajiem aģentiem, ko Vācija izmantoja Pirmajā pasaules karā.

Korotkova J., Švecova I.
HF Tjumeņas Valsts universitāte, 571 grupa.

Avoti: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl utt.,
Krievijas Ķīmiskās tehniskās universitātes tīmekļa vietne. D.I. Mendeļejevs:

Neatkarīgi no tā, cik negatīvi mēs uztveram publiskās tualetes, daba diktē savus noteikumus, un mums tās ir jāapmeklē. Papildus dabiskajām (noteiktai vietai) smaržām vēl viens izplatīts aromāts ir balinātājs, ko izmanto telpas dezinfekcijai. Savu nosaukumu tas ieguva, pateicoties tajā esošajai galvenajai aktīvā vielai - Cl. Uzziniet par šo ķīmisko elementu un tā īpašībām, kā arī raksturosim hloru pēc pozīcijas periodiskajā tabulā.

Kā šis elements tika atklāts?

Pirmo hloru saturošo savienojumu (HCl) 1772. gadā sintezēja britu priesteris Džozefs Prīstlijs.

Divus gadus vēlāk viņa zviedru kolēģis Karls Šēle spēja aprakstīt metodi Cl izolēšanai, izmantojot reakciju starp sālsskābi un mangāna dioksīdu. Taču šis ķīmiķis nesaprata, ka rezultātā tika sintezēts jauns ķīmiskais elements.

Zinātniekiem bija vajadzīgi gandrīz 40 gadi, lai iemācītos praktiski ražot hloru. Pirmo reizi to izdarīja brits Hamfrijs Deivijs 1811. gadā. Tajā pašā laikā viņš izmantoja atšķirīgu reakciju nekā viņa teorētiskie priekšgājēji. Deivijs izmantoja elektrolīzi, lai sadalītu NaCl (vairumam zināmu kā galda sāli) tā sastāvdaļās.

Izpētījis iegūto vielu, britu ķīmiķis saprata, ka tā ir elementāra. Pēc šī atklājuma Deivijs to ne tikai nosauca par hloru, bet arī spēja raksturot hloru, lai gan tas bija ļoti primitīvs.

Hlors kļuva par hloru (hloru), pateicoties Joseph Gay-Lussac, un šajā formā mūsdienās pastāv franču, vācu, krievu, baltkrievu, ukraiņu, čehu, bulgāru un dažās citās valodās. Angļu valodā joprojām tiek lietots nosaukums "chlorine", bet itāļu un spāņu valodā "chloro".

Attiecīgo elementu sīkāk aprakstīja Jenss Berzēliuss 1826. gadā. Tieši viņš spēja noteikt tā atommasu.

Kas ir hlors (Cl)

Ņemot vērā šī ķīmiskā elementa atklāšanas vēsturi, ir vērts par to uzzināt vairāk.

Nosaukums hlors cēlies no grieķu vārda χλωρός (“zaļš”). Tas tika dots šīs vielas dzeltenīgi zaļganas krāsas dēļ

Pats hlors pastāv kā diatomiskā gāze Cl2, taču dabā tas praktiski nav sastopams šādā formā. Biežāk tas parādās dažādos savienojumos.

Papildus raksturīgajai nokrāsai hloram ir raksturīga saldi-acīga smarža. Tā ir ļoti toksiska viela, tādēļ, nonākot gaisā un ieelpojot cilvēkam vai dzīvniekam, tā dažu minūšu laikā var izraisīt to nāvi (atkarībā no Cl koncentrācijas).

Tā kā hlors ir gandrīz 2,5 reizes smagāks par gaisu, tas vienmēr atradīsies zem tā, tas ir, zemes tuvumā. Šī iemesla dēļ, ja jums ir aizdomas par Cl klātbūtni, jums vajadzētu uzkāpt pēc iespējas augstāk, jo šīs gāzes koncentrācija būs zemāka.

Tāpat, atšķirībā no dažām citām toksiskām vielām, hloru saturošām vielām ir raksturīga krāsa, kas ļauj tās vizuāli atpazīt un veikt darbības. Lielākā daļa standarta gāzmasku palīdz aizsargāt elpošanas sistēmu un gļotādas no Cl. Tomēr pilnīgai drošībai ir jāveic nopietnāki pasākumi, tostarp toksiskās vielas neitralizēšana.

Ir vērts atzīmēt, ka ķīmiskie ieroči aizsāka savu vēsturi ar hloru kā indīgu gāzi, ko vācieši 1915. gadā izmantoja. Gandrīz 200 tonnu vielas lietošanas rezultātā dažu minūšu laikā saindējās 15 tūkstoši cilvēku. Trešdaļa no viņiem gāja bojā gandrīz uzreiz, trešdaļa guva neatgriezeniskus bojājumus, un tikai 5 tūkstošiem izdevās aizbēgt.

Kāpēc tik bīstama viela joprojām nav aizliegta un katru gadu tiek iegūta miljonos tonnu? Tas viss ir par tā īpašajām īpašībām, un, lai tās saprastu, ir vērts apsvērt hlora īpašības. Vienkāršākais veids, kā to izdarīt, ir izmantot periodisko tabulu.

Hlora raksturojums periodiskajā sistēmā

Hlors kā halogēns

Papildus ārkārtējai toksicitātei un asajai smaržai (kas raksturīga visiem šīs grupas pārstāvjiem), Cl labi šķīst ūdenī. Praktisks apstiprinājums tam ir hloru saturošu mazgāšanas līdzekļu pievienošana baseina ūdenim.

Saskaroties ar mitru gaisu, attiecīgā viela sāk dūmot.

Cl kā nemetāla īpašības

Apsverot hlora ķīmiskās īpašības, ir vērts pievērst uzmanību tā nemetāliskajām īpašībām.

Tam ir iespēja veidot savienojumus ar gandrīz visiem metāliem un nemetāliem. Piemērs ir reakcija ar dzelzs atomiem: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Reakciju veikšanai bieži ir nepieciešams izmantot katalizatorus. H2O var spēlēt šo lomu.

Bieži reakcijas ar Cl ir endotermiskas (tās absorbē siltumu).

Ir vērts atzīmēt, ka kristāliskā formā (pulvera veidā) hlors mijiedarbojas ar metāliem tikai tad, kad tas tiek uzkarsēts līdz augstām temperatūrām.

Reaģējot ar citiem nemetāliem (izņemot O 2, N, F, C un inertās gāzes), Cl veido savienojumus - hlorīdus.

Reaģējot ar O 2, veidojas ārkārtīgi nestabili oksīdi, kuriem ir nosliece uz sadalīšanos. Tajos Cl oksidācijas stāvoklis var izpausties no +1 līdz +7.

Mijiedarbojoties ar F, veidojas fluorīdi. To oksidācijas pakāpe var būt atšķirīga.

Hlors: vielas īpašības fizikālo īpašību izteiksmē

Papildus ķīmiskajām īpašībām attiecīgajam elementam ir arī fizikālās īpašības.

Temperatūras ietekme uz Cl agregācijas stāvokli

Izpētot elementa hlora fizikālās īpašības, mēs saprotam, ka tas spēj pārveidoties dažādos agregācijas stāvokļos. Tas viss ir atkarīgs no temperatūras.

Parastā stāvoklī Cl ir gāze ar ļoti kodīgām īpašībām. Tomēr tas var viegli sašķidrināt. To ietekmē temperatūra un spiediens. Piemēram, ja tā ir 8 atmosfēras un temperatūra ir +20 grādi pēc Celsija, Cl 2 ir skābi dzeltens šķidrums. Tas spēj uzturēt šo agregācijas stāvokli līdz +143 grādiem, ja arī spiediens turpina pieaugt.

Kad tas sasniedz -32 °C, hlora stāvoklis pārstāj būt atkarīgs no spiediena, un tas turpina palikt šķidrs.

Vielas kristalizācija (cietā stāvoklī) notiek pie -101 grāda.

Kur dabā pastāv Cl?

Ņemot vērā hlora vispārīgās īpašības, ir vērts noskaidrot, kur dabā var atrast tik sarežģītu elementu.

Augstās reaģētspējas dēļ tas gandrīz nekad nav atrasts tīrā veidā (tāpēc zinātniekiem bija vajadzīgi gadi, lai uzzinātu, kā to sintezēt, kad viņi pirmo reizi pētīja šo elementu). Parasti Cl ir atrodams savienojumos dažādos minerālos: halīts, silvīts, kainīts, bišofīts utt.

Visvairāk tas ir atrodams sāļos, kas iegūti no jūras vai okeāna ūdens.

Ietekme uz ķermeni

Apsverot hlora īpašības, jau vairāk nekā vienu reizi ir teikts, ka tas ir ārkārtīgi toksisks. Turklāt vielas atomi ir ne tikai minerālos, bet arī gandrīz visos organismos, sākot no augiem līdz cilvēkiem.

Pateicoties savām īpašajām īpašībām, Cl joni labāk nekā citi iekļūst šūnu membrānās (tāpēc vairāk nekā 80% no visa cilvēka organismā esošā hlora atrodas starpšūnu telpā).

Kopā ar K Cl ir atbildīgs par ūdens un sāls līdzsvara regulēšanu un līdz ar to arī par osmotisko vienlīdzību.

Neskatoties uz tik svarīgo lomu organismā, tīrā veidā Cl 2 nogalina visu dzīvo - no šūnām līdz veseliem organismiem. Tomēr kontrolētās devās un ar īslaicīgu iedarbību tam nav laika radīt bojājumus.

Spilgts piemērs pēdējam apgalvojumam ir jebkurš peldbaseins. Kā zināms, ūdens šādās iestādēs tiek dezinficēts ar Cl. Turklāt, ja cilvēks šādu iestādi apmeklē reti (reizi nedēļā vai mēnesī), maz ticams, ka viņš cietīs no šīs vielas klātbūtnes ūdenī. Taču šādu iestāžu darbinieki, īpaši tie, kuri ūdenī pavada gandrīz visu dienu (glābēji, instruktori), bieži slimo ar ādas slimībām vai ir novājināta imunitāte.

Saistībā ar to visu pēc baseinu apmeklējuma noteikti jāiet dušā – lai nomazgātu iespējamos hlora atlikumus no ādas un matiem.

Cl izmantošana cilvēkiem

Atceroties no hlora īpašībām, ka tas ir “kaprīzs” elements (ja runa ir par mijiedarbību ar citām vielām), būs interesanti uzzināt, ka to diezgan bieži izmanto rūpniecībā.

Pirmkārt, to izmanto daudzu vielu dezinficēšanai.

Cl tiek izmantots arī noteiktu pesticīdu veidu ražošanā, kas palīdz saudzēt ražu no kaitēkļiem.

Šīs vielas spēja mijiedarboties ar gandrīz visiem periodiskās tabulas elementiem (kas raksturīga hloram kā nemetālam) palīdz ar tās palīdzību iegūt noteikta veida metālus (Ti, Ta un Nb), kā arī kaļķi un sālsskābi. .

Papildus visam iepriekšminētajam Cl izmanto rūpniecisko vielu (polivinilhlorīda) un medikamentu (hlorheksidīna) ražošanā.

Jāpiemin, ka mūsdienās ir atrasts efektīvāks un drošāks dezinfekcijas līdzeklis - ozons (O 3). Taču tā ražošana ir dārgāka par hloru, un šī gāze ir vēl nestabilāka par hloru (īss fizikālo īpašību apraksts 6-7 punktos). Tāpēc daži cilvēki var atļauties hlorēšanas vietā izmantot ozonēšanu.

Kā tiek ražots hlors?

Mūsdienās šīs vielas sintēzei ir zināmas daudzas metodes. Tie visi iedalās divās kategorijās:

• Ķīmiskā.
• Elektroķīmiskā.

Pirmajā gadījumā Cl tiek iegūts ķīmiskas reakcijas rezultātā. Tomēr praksē tie ir ļoti dārgi un neefektīvi.

Tāpēc rūpniecība dod priekšroku elektroķīmiskām metodēm (elektrolīzei). Ir trīs no tiem: diafragma, membrāna un dzīvsudraba elektrolīze.

Cl 2 pie tilp. T - dzeltenzaļa gāze ar asu smacējošu smaku, 2,5 reizes smagāka par gaisu, nedaudz šķīst ūdenī (~ 6,5 g/l); X. R. nepolāros organiskajos šķīdinātājos. Brīvā veidā tas ir atrodams tikai vulkāniskās gāzēs.

Iegūšanas metodes

Pamatojoties uz Cl - anjonu oksidācijas procesu

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Rūpnieciskais

Hlorīdu, biežāk NaCl, ūdens šķīdumu elektrolīze:

2NaCl + 2H2O = Cl2 + 2NaOH + H2

Laboratorija

Konc. HCl ar dažādiem oksidētājiem:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

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

6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O

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

Ķīmiskās īpašības

Hlors ir ļoti spēcīgs oksidētājs. Oksidē metālus, nemetālus un kompleksās vielas, pārvēršoties par ļoti stabiliem Cl-anjoniem:

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Reakcijas ar metāliem

Aktīvie metāli sausas hlora gāzes atmosfērā aizdegas un deg; šajā gadījumā veidojas metālu hlorīdi.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Zemi aktīvos metālus vieglāk oksidē mitrs hlors vai tā ūdens šķīdumi:

Cl 2 + Cu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Reakcijas ar nemetāliem

Hlors tieši nesadarbojas tikai ar O 2, N 2, C. Reakcijas ar citiem nemetāliem notiek dažādos apstākļos.

Veidojas nemetālu halogenīdi. Vissvarīgākā reakcija ir mijiedarbība ar ūdeņradi.

Cl 2 + H 2 = 2HC1

Cl 2 + 2S (kausējums) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (vai РCl 5 - pārsniedz Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Brīvo nemetālu (Br 2, I 2, N 2, S) pārvietošana no to savienojumiem

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Hlora disproporcija ūdenī un sārmu ūdens šķīdumos

Pašoksidācijas-pašreducēšanās rezultātā daži hlora atomi tiek pārvērsti Cl - anjonos, bet citi pozitīvā oksidācijas stāvoklī tiek iekļauti ClO - vai ClO 3 - anjonos.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO hipohlorskābe

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O

Šīs reakcijas ir svarīgas, jo tās izraisa skābekļa hlora savienojumu veidošanos:

KClO 3 un Ca(ClO) 2 - hipohlorīti; KClO 3 - kālija hlorāts (Berthollet sāls).

Hlora mijiedarbība ar organiskām vielām

a) ūdeņraža atomu aizstāšana OM molekulās

b) Cl 2 molekulu piesaiste vairāku oglekļa-oglekļa saišu pārrāvuma vietā

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dihloretāns

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-tetrahloretāns

Ūdeņraža hlorīds un sālsskābe

Ūdeņraža hlorīda gāze

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

HCl - hlorūdeņradis. Pie apgriezieniem T - bezkrāsains. gāze ar asu smaku, diezgan viegli sašķidrinās (mp -114°C, bp -85°C). Bezūdens HCl gan gāzveida, gan šķidrā stāvoklī nav elektriski vadošs un ķīmiski inerts pret metāliem, metālu oksīdiem un hidroksīdiem, kā arī daudzām citām vielām. Tas nozīmē, ka, ja nav ūdens, hlorūdeņradim nav skābu īpašību. Tikai ļoti augstā temperatūrā gāzveida HCl reaģē ar metāliem, pat tādiem mazaktīviem kā Cu un Ag.
Nelielā mērā parādās arī hlorīda anjona HCl reducējošās īpašības: tas tiek oksidēts ar fluoru tilpumā. T, kā arī pie augsta T (600°C) katalizatoru klātbūtnē, tas atgriezeniski reaģē ar skābekli:

2HCl + F2 = Cl2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O

Gāzveida HCl plaši izmanto organiskajā sintēzē (hidrohlorēšanas reakcijās).

Iegūšanas metodes

1. Sintēze no vienkāršām vielām:

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Veidojas kā blakusprodukts ogļūdeņražu hlorēšanas laikā:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. Laboratorijā to iegūst, iedarbojoties konc. H 2 SO 4 hlorīdiem:

H 2 SO 4 (konc.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (ar zemu karsēšanu)

H 2 SO 4 (konc.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (ar ļoti augstu karsēšanu)

HCl ūdens šķīdums - spēcīga skābe (sālsskābe vai sālsskābe)

HCl ļoti labi šķīst ūdenī: tilp. 1 litrā H 2 O izšķīdina ~ 450 litrus gāzes (izšķīšanu pavada ievērojama siltuma daudzuma izdalīšanās). Piesātinātā šķīduma HCl masas daļa ir vienāda ar 36-37%. Šim šķīdumam ir ļoti asa, smacējoša smaka.

HCl molekulas ūdenī gandrīz pilnībā sadalās jonos, t.i., HCl ūdens šķīdums ir spēcīga skābe.

Sālsskābes ķīmiskās īpašības

1. Ūdenī izšķīdinātam HCl piemīt visas vispārīgās skābju īpašības H+ jonu klātbūtnes dēļ

HCl → H + + Cl -

Mijiedarbība:

a) ar metāliem (līdz H):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

b) ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem:

2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O

6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O

c) ar bāzēm un amfotēriem hidroksīdiem:

2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZH 2 O

d) ar vājāku skābju sāļiem:

2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl

e) ar amonjaku:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Reakcijas ar spēcīgiem oksidētājiem F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Cl-anjons tiek oksidēts līdz brīvam halogēnam:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Reakciju vienādojumus skatiet sadaļā "Hlora ražošana". Īpaši svarīga ir ORR starp sālsskābi un slāpekļskābi:

Reakcijas ar organiskiem savienojumiem

Mijiedarbība:

a) ar amīniem (kā organiskām bāzēm)

R-NH2 + HCl → + Cl -

b) ar aminoskābēm (kā amfotēriskus savienojumus)

Hlora oksīdi un oksoskābes

Skābie oksīdi

Skābes

Sāļi

Ķīmiskās īpašības

1. Visas hlora oksoskābes un to sāļi ir spēcīgi oksidētāji.

2. Gandrīz visi savienojumi sadalās, karsējot intramolekulārās oksidēšanās-reducēšanās vai disproporcijas dēļ.

Balināšanas pulveris

Hlorkaļķis (balinošais) ir hipohlorīta un kalcija hlorīda maisījums, tam piemīt balinoša un dezinficējoša iedarbība. Dažreiz tiek uzskatīts par jaukta sāls piemēru, kas vienlaikus satur divu skābju anjonus:

Šķēpu ūdens

Kālija hlorīda un hapohlorīta ūdens šķīdums KCl + KClO + H 2 O

D.I. Mendeļejeva periodiskās tabulas VII apakšgrupas elements. Ārējā līmenī ir 7 elektroni, tāpēc, mijiedarbojoties ar reducētājiem, hlors parāda savas oksidējošās īpašības, piesaistot sev metāla elektronu.

Hlora fizikālās īpašības.

Hlors ir dzeltena gāze. Ir asa smaka.

Hlora ķīmiskās īpašības.

Bezmaksas hlorsļoti aktīva. Tas reaģē ar visām vienkāršajām vielām, izņemot skābekli, slāpekli un cēlgāzes:

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 + J.

Mijiedarbojoties ar ūdeņradi istabas temperatūrā reakcijas praktiski nenotiek, bet, tiklīdz apgaismojums darbojas kā ārēja ietekme, notiek ķēdes reakcija, kas ir atradusi savu pielietojumu organiskajā ķīmijā.

Sildot, hlors spēj izspiest jodu vai bromu no skābēm:

Cl 2 + 2 HBr = 2 HCl + Br 2 .

Hlors reaģē ar ūdeni, daļēji izšķīdinot tajā. Šo maisījumu sauc par hlora ūdeni.

Reaģē ar sārmiem:

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O (auksts),

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (karstums).

Hlora iegūšana.

1. Nātrija hlorīda kausējuma elektrolīze, kas notiek saskaņā ar šādu shēmu:

2. Laboratorijas metode hlora iegūšanai:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.