Plynný chlór, fyzikálne vlastnosti chlóru, chemické vlastnosti chlóru. Fyzikálne vlastnosti chlóru: hustota, tepelná kapacita, tepelná vodivosť Cl2 Chlór má

Chlór

CHLÓR-A; m.[z gréčtiny. chlōros - bledozelený] Chemický prvok (Cl), zelenožltý dusivý plyn s prenikavým zápachom (používa sa ako jed a dezinfekčný prostriedok). Zlúčeniny chlóru. Otrava chlórom.

◁ Chlór (pozri).

chlór

(lat. Chlorum), chemický prvok skupiny VII periodického systému, označuje halogény. Názov je z gréckeho chlōros, žltozelený. Voľný chlór pozostáva z dvojatómových molekúl (Cl 2); žltozelený plyn so štipľavým zápachom; hustota 3,214 g/l; t pl -101 °C; t kip -33,97 °C; pri bežnej teplote sa ľahko skvapalňuje pod tlakom 0,6 MPa. Chemicky veľmi aktívny (oxidačné činidlo). Hlavnými minerálmi sú halit (kamenná soľ), sylvín, bischofit; morská voda obsahuje chloridy sodíka, draslíka, horčíka a ďalších prvkov. Používajú sa pri výrobe organických zlúčenín s obsahom chlóru (60-75%), anorganických látok (10-20%), na bielenie celulózy a tkanín (5-15%), na hygienické potreby a dezinfekciu (chlórovanie) vody. . Jedovatý.

CHLÓR

CHLÓR (lat. Chlorum), Cl (čítaj „chlór“), chemický prvok s atómovým číslom 17, atómová hmotnosť 35,453. Vo voľnej forme je to žltozelený ťažký plyn s ostrým, dusivým zápachom (odtiaľ názov: grécky chloros - žltozelený).
Prírodný chlór je zmesou dvoch nuklidov (cm. NUKLID) s hmotnostnými číslami 35 (v zmesi 75,77 % hmotn.) a 37 (24,23 %). Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy 3 s 2 p 5 . V zlúčeninách vykazuje najmä oxidačné stavy –1, +1, +3, +5 a +7 (valencie I, III, V a VII). Nachádza sa v treťom období v skupine VIIA periodického systému prvkov Mendelejeva a označuje halogény (cm. HALOGÉNY).
Polomer neutrálneho atómu chlóru je 0,099 nm, iónové polomery sú rovnaké (v zátvorkách sú hodnoty koordinačného čísla): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) a Clr 7+ 0,022 nm (3) a 0,041 nm (6). Postupné ionizačné energie neutrálneho atómu chlóru sú 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 a 114,3 eV. Elektrónová afinita 3,614 eV. Na Paulingovej stupnici je elektronegativita chlóru 3,16.
História objavov
Najdôležitejšiu chemickú zlúčeninu chlóru - kuchynskú soľ (chemický vzorec NaCl, chemický názov chlorid sodný) - poznal človek už v staroveku. Existujú dôkazy, že ťažba kuchynskej soli sa vykonávala už 3-4 tisíc rokov pred naším letopočtom v Líbyi. Je možné, že pri použití kuchynskej soli na rôzne manipulácie sa alchymisti stretli aj s plynným chlórom. Na rozpustenie „kráľa kovov“ – zlata – použili „aqua regia“ – zmes kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej, ktorých interakciou sa uvoľňuje chlór.
Prvýkrát bol plynný chlór získaný a podrobne opísaný švédskym chemikom K. Scheeleom (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) v roku 1774. Zohrieval kyselinu chlorovodíkovú s minerálom pyroluzit (cm. PYROLUZITA) Mn02 a pozorovali vývoj žltozeleného plynu so štipľavým zápachom. Keďže v tých časoch dominovala teória flogistónu (cm. PHLOGISTÓN) Scheele považoval nový plyn za „deflogistinovanú kyselinu chlorovodíkovú“, t. j. za oxid (oxid) kyseliny chlorovodíkovej. A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) považovaný za plyn ako oxid prvku „muria“ (kyselina chlorovodíková sa nazývala kyselina muriová, z latinčiny muria – soľanka). Rovnaký názor ako prvý zdieľal anglický vedec G. Davy (cm. DEVI Humphrey), ktorý strávil veľa času rozkladom „oxidu murium“ na jednoduché látky. Nepodarilo sa mu to a v roku 1811 Davy dospel k záveru, že tento plyn je jednoduchá látka a zodpovedá tomu chemický prvok. Davy bol prvý, kto v súlade so žltozelenou farbou plynu navrhol nazývať ho chlór (chlór). Názov „chlór“ dal prvku v roku 1812 francúzsky chemik J. L. Gay-Lussac. (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); je akceptovaný vo všetkých krajinách okrem Veľkej Británie a USA, kde sa zachovalo meno zavedené Davym. Bolo navrhnuté, že tento prvok by sa mal nazývať "halogén" (t. j. produkuje soli), ale nakoniec sa stal všeobecným názvom pre všetky prvky skupiny VIIA.
Byť v prírode
Obsah chlóru v zemskej kôre je 0,013 % hm., vo výraznej koncentrácii je vo forme iónu Cl - prítomného v morskej vode (v priemere asi 18,8 g/l). Chemicky je chlór vysoko aktívny, a preto sa v prírode nevyskytuje vo voľnej forme. Je súčasťou takých minerálov, ktoré tvoria veľké ložiská, ako je kuchynská alebo kamenná soľ (halit (cm. HALITE)) NaCl, karnalit (cm. KARNALIT) KCl MgCl2 6H 21 O, sylvit (cm. SILVIN) KCl, sylvinit (Na, K)Cl, kainit (cm. Cainite) KCl MgS04 3H20, bischofit (cm. BISHOPHIT) MgCl 2 6H 2 O a mnoho ďalších. Chlór možno nájsť v rôznych horninách, v pôde.
Potvrdenie
Na získanie plynného chlóru sa používa elektrolýza silného vodného roztoku NaCl (niekedy sa používa KCl). Elektrolýza sa uskutočňuje pomocou katexovej membrány oddeľujúcej katódový a anódový priestor. Zároveň cez proces
2NaCl + 2H20 \u003d 2NaOH + H2 + Cl2
naraz sa získajú tri cenné chemické produkty: na anóde - chlór, na katóde - vodík (cm. VODÍK) a zásada sa hromadí v článku (1,13 tony NaOH na každú tonu vyrobeného chlóru). Výroba chlóru elektrolýzou si vyžaduje veľké výdavky na elektrickú energiu: na získanie 1 tony chlóru sa spotrebuje 2,3 až 3,7 MW.
Na získanie chlóru v laboratóriu je potrebná reakcia koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej s nejakým silným oxidačným činidlom (manganistan draselný KMnO 4, dvojchróman draselný K 2 Cr 2 O 7, chlorečnan draselný KClO 3, bielidlo CaClOCl, oxid manganatý (IV) MnO 2). použité. Na tieto účely je najvhodnejšie použiť manganistan draselný: v tomto prípade reakcia prebieha bez zahrievania:
2KMn04 + 16HCl \u003d 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20.
V prípade potreby sa chlór v skvapalnenej (pod tlakom) forme prepravuje v železničných cisternách alebo v oceľových fľašiach. Fľaše s chlórom majú špeciálne označenie, ale aj pri absencii takejto chlórovej fľaše je ľahké ju odlíšiť od fliaš s inými netoxickými plynmi. Dno fliaš s chlórom má tvar pologule a fľaša s tekutým chlórom nemôže byť umiestnená vertikálne bez podpery.
Fyzikálne a chemické vlastnosti
Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn, hustota plynu pri 25 °C je 3,214 g/dm 3 (asi 2,5-násobok hustoty vzduchu). Teplota topenia pevného chlóru je -100,98°C, teplota varu -33,97°C. Štandardný elektródový potenciál Cl2/Cl - vo vodnom roztoku je +1,3583 V.
Vo voľnom stave existuje vo forme dvojatómových molekúl Cl2. Medzijadrová vzdialenosť v tejto molekule je 0,1987 nm. Elektrónová afinita molekuly Cl 2 je 2,45 eV, ionizačný potenciál je 11,48 eV. Disociačná energia molekúl Cl 2 na atómy je relatívne nízka a dosahuje 239,23 kJ/mol.
Chlór je mierne rozpustný vo vode. Pri teplote 0 °C je rozpustnosť 1,44 % hmotn., pri 20 °C - 0,711 °C hmotn. %, pri 60 °C - 0,323 % hmotn. %. Roztok chlóru vo vode sa nazýva chlórová voda. V chlórovej vode sa vytvorí rovnováha:
Cl2 + H20 H+ = Cl- + HOCI.
Aby sa táto rovnováha posunula doľava, t. j. aby sa znížila rozpustnosť chlóru vo vode, mal by sa do vody pridať buď chlorid sodný NaCl alebo nejaká neprchavá silná kyselina (napríklad sírová).
Chlór je vysoko rozpustný v mnohých nepolárnych kvapalinách. Samotný kvapalný chlór slúži ako rozpúšťadlo pre látky ako Bcl 3, SiCl 4, TiCl 4 .
Vďaka nízkej energii disociácie molekúl Cl 2 na atómy a vysokej elektrónovej afinite atómu chlóru je chlór chemicky vysoko aktívny. Vstupuje do priamej interakcie s väčšinou kovov (vrátane napríklad zlata) a mnohými nekovmi. Takže bez zahrievania chlór reaguje s alkalickým (cm. ALKALICKÉ KOVY) a kovy alkalických zemín (cm. KOVY ALKALICKÝCH ZEMÍ) s antimónom:
2Sb + 3Cl2 = 2SbCl3
Pri zahrievaní reaguje chlór s hliníkom:
3Cl2 + 2Al = 2A1Cl3
a železo:
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3.
Chlór reaguje s vodíkom H 2 buď pri zapálení (chlór horí ticho vo vodíkovej atmosfére), alebo pri ožiarení zmesi chlóru a vodíka ultrafialovým svetlom. V tomto prípade vzniká plynný chlorovodík HCl:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl.
Roztok chlorovodíka vo vode sa nazýva chlorovodík (cm. KYSELINA CHLOROVODÍKOVÁ)(kyselina chlorovodíková. Maximálna hmotnostná koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej je asi 38 %. Soli kyseliny chlorovodíkovej - chloridy (cm. chloridy) napríklad chlorid amónny NH 4 Cl, chlorid vápenatý CaCl 2, chlorid bárnatý BaCl 2 a iné. Mnohé chloridy sú vysoko rozpustné vo vode. Prakticky nerozpustný vo vode a v kyslých vodných roztokoch chloridu strieborného AgCl. Kvalitatívnou reakciou na prítomnosť chloridových iónov v roztoku je tvorba bielej zrazeniny AgCl s iónmi Ag +, ktorá je prakticky nerozpustná v prostredí kyseliny dusičnej:
CaCl2 + 2AgN03 \u003d Ca (N03)2 + 2AgCl.
Pri izbovej teplote chlór reaguje so sírou (vzniká tzv. chlorid sírový S 2 Cl 2) a fluórom (vznikajú zlúčeniny ClF a ClF 3). Pri zahrievaní dochádza k interakcii chlóru s fosforom (v závislosti od reakčných podmienok vznikajú zlúčeniny PCl 3 alebo PCl 5), arzénom, bórom a inými nekovmi. Chlór priamo nereaguje s kyslíkom, dusíkom, uhlíkom (početné zlúčeniny chlóru s týmito prvkami sa získavajú nepriamo) a inertnými plynmi (vedci nedávno našli spôsoby, ako takéto reakcie aktivovať a uskutočniť „priamo“). S inými halogénmi tvorí chlór interhalogénové zlúčeniny, napríklad veľmi silné oxidačné činidlá - fluoridy ClF, ClF 3, ClF 5. Oxidačná sila chlóru je vyššia ako sila brómu, takže chlór vytláča bromidový ión z roztokov bromidu, napríklad:
Cl2 + 2NaBr \u003d Br2 + 2NaCl
Chlór vstupuje do substitučných reakcií s mnohými organickými zlúčeninami, napríklad s metánom CH4 a benzénom C6H6:
CH4 + Cl2 = CH3CI + HCI alebo C6H6 + Cl2 = C6H5CI + Hcl.
Molekula chlóru je schopná pridať viacnásobné väzby (dvojité a trojité) k organickým zlúčeninám, napríklad k etylénu C2H4:
C2H4 + Cl2 = CH2CICH2CI.
Chlór interaguje s vodnými roztokmi zásad. Ak reakcia prebieha pri teplote miestnosti, potom sa vytvorí chlorid (napríklad chlorid draselný KCl) a chlórnan. (cm. chlórnany)(napríklad chlórnan draselný KClO):
Cl2 + 2KOH \u003d KClO + KCl + H20.
Keď chlór interaguje s horúcim (teplota asi 70-80 ° C) alkalickým roztokom, vytvorí sa zodpovedajúci chlorid a chlorečnan (cm. CHLORÁTY), Napríklad:
3Cl2 + 6KOH \u003d 5KSl + KCl03 + 3H20.
Keď chlór interaguje s mokrou suspenziou hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2, vytvorí sa bielidlo (cm. bieliaci prášok)("bielidlo") CaClOCl.
Oxidačný stav chlóru +1 zodpovedá slabej, nestabilnej kyseline chlórnej (cm. kyselina chlórna) HClO. Jeho soli sú chlórnany, napríklad NaClO je chlórnan sodný. Chlórnany sú najsilnejšie oxidačné činidlá a sú široko používané ako bieliace a dezinfekčné činidlá. Keď chlórnany, najmä bielidlá, interagujú s oxidom uhličitým CO 2 , okrem iných produktov vzniká prchavá kyselina chlórna (cm. kyselina chlórna), ktorý sa môže rozkladať s uvoľňovaním oxidu chlóru (I) Cl 2 O:
2HClO \u003d Cl20 + H20.
Práve vôňa tohto plynu, Cl 2 O, je charakteristickým zápachom bielidla.
Oxidačný stav chlóru +3 zodpovedá málo stabilnej kyseline so strednou silou HclO2. Táto kyselina sa nazýva chlorid, jej soli sú chloritany. (cm. CHLORITY (soli)) napríklad NaClO 2 - chloritan sodný.
Oxidačný stav chlóru +4 zodpovedá iba jednej zlúčenine - oxidu chloričitému СlО 2.
Oxidačný stav chlóru +5 zodpovedá silnej, stabilnej len vo vodných roztokoch pri koncentrácii pod 40 %, kyseline chlórnej (cm. kyselina chlórna) HCl03. Jeho soli sú chlorečnany, napríklad chlorečnan draselný KClO 3 .
Oxidačný stav chlóru +6 zodpovedá iba jednej zlúčenine - oxidu chlóru СlО 3 (existuje vo forme diméru Сl 2 О 6).
Oxidačný stav chlóru +7 zodpovedá veľmi silnej a pomerne stabilnej kyseline chloristej (cm. KYSELINA CHLORIKOVÁ) HCl04. Jeho soli sú chloristany (cm. PERCHLORÁTY) napríklad chloristan amónny NH4C104 alebo chloristan draselný KCl04. Treba si uvedomiť, že chloristany ťažkých alkalických kovov – draslíka a najmä rubídia a cézia sú vo vode málo rozpustné. Oxid zodpovedajúci oxidačnému stavu chlóru +7 - Cl 2 O 7.
Spomedzi zlúčenín obsahujúcich chlór v kladnom oxidačnom stave majú najsilnejšie oxidačné vlastnosti chlórnany. Pre chloristany sú oxidačné vlastnosti necharakteristické.
Aplikácia
Chlór je jedným z najdôležitejších produktov chemického priemyslu. Jeho svetová produkcia predstavuje desiatky miliónov ton ročne. Chlór sa používa na výrobu dezinfekčných prostriedkov a bielidiel (chlórnan sodný, bielidlo a iné), kyseliny chlorovodíkovej, chloridov mnohých kovov a nekovov, mnohých plastov (polyvinylchlorid (cm. polyvinylchlorid) a iné), rozpúšťadlá s obsahom chlóru (dichlóretán CH 2 ClCH 2 Cl, tetrachlórmetán CCl 4 atď.), na otváranie rúd, separáciu a čistenie kovov atď. Na dezinfekciu vody sa používa chlór (cm. CHLÓROVANIE)) a na mnohé iné účely.
Biologická úloha
Chlór je jedným z najdôležitejších biogénnych prvkov (cm. BIOGENICKÉ PRVKY) a nachádza sa vo všetkých živých organizmoch. Niektoré rastliny, takzvané halofyty, sú nielen schopné rásť na silne zasolených pôdach, ale vo veľkom množstve akumulujú aj chloridy. Známe sú mikroorganizmy (halobaktérie a pod.) a živočíchy žijúce v podmienkach vysokej salinity prostredia. Chlór je jedným z hlavných prvkov metabolizmu voda-soľ zvierat a ľudí, ktorý určuje fyzikálno-chemické procesy v tkanivách tela. Podieľa sa na udržiavaní acidobázickej rovnováhy v tkanivách, osmoregulácii (cm. OSMO-REGULATION)(chlór je hlavná osmoticky aktívna látka krvi, lymfy a iných telesných tekutín), nachádza sa najmä mimo buniek. V rastlinách sa chlór podieľa na oxidačných reakciách a fotosyntéze.
Ľudské svalové tkanivo obsahuje 0,20-0,52% chlóru, kosti - 0,09%; v krvi - 2,89 g / l. V tele priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) 95 g chlóru. Každý deň s jedlom človek prijme 3-6 g chlóru, ktorý v nadbytku pokrýva potrebu tohto prvku.
Vlastnosti práce s chlórom
Chlór je jedovatý dusivý plyn, ktorý ak sa dostane do pľúc, spôsobí popálenie pľúcneho tkaniva, udusenie. Pôsobí dráždivo na dýchacie cesty pri koncentrácii vo vzduchu asi 0,006 mg/l. Chlór bol jedným z prvých chemických jedov (cm. OTRAVNÉ LÁTKY) používané Nemeckom v prvej svetovej vojne. Pri práci s chlórom používajte ochranný odev, plynové masky a rukavice. Krátkodobo je možné chrániť dýchacie orgány pred vniknutím chlóru handrovým obväzom navlhčeným v roztoku siričitanu sodného Na 2 SO 3 alebo tiosíranu sodného Na 2 S 2 O 3. MPC chlóru v ovzduší pracovných priestorov je 1 mg/m 3 , v ovzduší sídiel 0,03 mg/m 3 .

encyklopedický slovník. 2009 .

Synonymá:

Pozrite sa, čo je „chlór“ v iných slovníkoch:

Chlór a... Ruský slovný prízvuk

chlór- chlór a... ruský pravopisný slovník

chlór- chlór /... Morfemický pravopisný slovník

- (grécky chloros zelenožltý). Chemicky jednoduché, plynné telo, zelenožltej farby, štipľavý, dráždivý zápach, majúci schopnosť odfarbovať rastlinnú hmotu. Slovník cudzích slov zahrnutých v ruskom jazyku ... Slovník cudzích slov ruského jazyka

- (symbol C1), rozšírený nekovový prvok, jeden z HALOGÉNOV (prvky siedmej skupiny periodickej tabuľky), prvýkrát objavený v roku 1774. Je súčasťou chloridu sodného (NaCl). Chlór je zelenožltý ...... Vedecko-technický encyklopedický slovník

CHLÓR- CHLÓR, C12, chem. prvok, atómové číslo 17, atómová hmotnosť 35,457. Atómy chlóru, ktoré patria do skupiny VII obdobia III, majú 7 vonkajších elektrónov, vďaka čomu sa X. správa ako typický jednomocný metaloid. X. sa delí na izotopy s atómovým ... ... Veľká lekárska encyklopédia

Chlór- zvyčajne sa získava elektrolýzou chloridov alkalických kovov, najmä chloridu sodného. Chlór je zelenožltý dusivý, korozívny plyn, ktorý je 2,5-krát hustejší ako vzduch, je ťažko rozpustný vo vode a ľahko skvapalňuje. Zvyčajne sa prepravuje... Oficiálna terminológia

Chlór- (Chlorum), Cl, chemický prvok skupiny VII periodickej sústavy, atómové číslo 17, atómová hmotnosť 35,453; znamená halogény; žltozelený plyn, teplota varu 33,97 °C. Používa sa pri výrobe polyvinylchloridu, chloroprénového kaučuku, ... ... Ilustrovaný encyklopedický slovník

CHLOR, chlorine, pl. nie, manžel. (z gréckeho chloros green) (chem.). Chemický prvok, dusivý plyn, použitie. v technike, v sanitácii ako dezinfekčný prostriedok a vo vojenských záležitostiach ako jedovatá látka. Vysvetľujúci slovník Ushakova. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Vysvetľujúci slovník Ushakova

Chlór ... Začiatočná časť zložených slov, uvádzajúca významy slov: chlór, chlorid (organochlór, chlóracetón, chlórbenzén, chlórmetán atď.). Výkladový slovník Efremovej. T. F. Efremová. 2000... Moderný výkladový slovník ruského jazyka Efremova

knihy

Ruské divadlo alebo Kompletná zbierka všetkých ruských divadelných diel. Ch 24. Opery: Guardian Professor. - I. Kňažnin. Problémy z kočiara. - Dushinka radosť. - Námornícke vtipy. - . Chlor princ, , . Kniha je dotlačou z roku 1786. Hoci sa vykonala seriózna práca na obnovení pôvodnej kvality vydania, niektoré strany môžu…

Chlór bol prvýkrát získaný v roku 1772 Scheele, ktorý opísal jeho uvoľňovanie počas interakcie pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou vo svojom pojednaní o pyrolusite: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele si všimol zápach chlóru, podobný vôni aqua regia, jeho schopnosť interagovať so zlatom a rumelkou, ako aj jeho bieliace vlastnosti. Scheele však v súlade s flogistónovou teóriou, ktorá v tom čase prevládala v chémii, navrhol, že chlór je deflogistizovaná kyselina chlorovodíková, to znamená oxid kyseliny chlorovodíkovej.
Berthollet a Lavoisier navrhli, že chlór je oxid prvku murium, ale pokusy o jeho izoláciu zostali neúspešné až do práce Davyho, ktorému sa podarilo rozložiť kuchynskú soľ na sodík a chlór elektrolýzou.
Názov prvku pochádza z gréčtiny clwroz- "zelená".

Byť v prírode, získať:

Prírodný chlór je zmesou dvoch izotopov 35 Cl a 37 Cl. Chlór je najrozšírenejším halogénom v zemskej kôre. Keďže chlór je veľmi aktívny, v prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín v zložení minerálov: halit NaCl, sylvín KCl, sylvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H 2 O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Najväčšie zásoby chlóru obsahujú soli vôd morí a oceánov.
V priemyselnom meradle sa chlór vyrába spolu s hydroxidom sodným a vodíkom elektrolýzou roztoku chloridu sodného:
2NaCl + 2H20 => H2 + Cl2 + 2NaOH
Na získanie chlóru z chlorovodíka, ktorý je vedľajším produktom priemyselnej chlorácie organických zlúčenín, sa používa diakonský proces (katalytická oxidácia chlorovodíka vzdušným kyslíkom):
4HCl + 02 \u003d 2H20 + 2CI 2
Laboratóriá zvyčajne používajú procesy založené na oxidácii chlorovodíka silnými oxidačnými činidlami (napríklad oxid manganičitý, manganistan draselný, dvojchróman draselný):
2KMnO4 + 16HCl \u003d 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H20
K2Cr207 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H20

Fyzikálne vlastnosti:

Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn s dusivým zápachom. Chlór je viditeľne rozpustný vo vode ("chlórová voda"). Pri 20 °C sa v jednom objeme vody rozpustí 2,3 objemu chlóru. Teplota varu = -34 °C; teplota topenia = -101 °C, hustota (plyn, NO) = 3,214 g/l.

Chemické vlastnosti:

Chlór je veľmi aktívny - spája sa priamo s takmer všetkými prvkami periodického systému, kovmi a nekovmi (okrem uhlíka, dusíka, kyslíka a inertných plynov). Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo, vytláča menej aktívne nekovy (bróm, jód) z ich zlúčenín vodíkom a kovmi:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl2 + 2NaI \u003d I2 + 2NaCl
Po rozpustení vo vode alebo zásadách chlór dismutuje a vytvára chlór (a pri zahrievaní chloristú) a chlorovodíkovú kyselinu alebo ich soli.
Cl2 + H20 HC10 + HCl;
Chlór interaguje s mnohými organickými zlúčeninami a vstupuje do substitučných alebo adičných reakcií:
CH3-CH3 + xCl2 => C2H6-xClx + xHCl
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 \u003d\u003e Cl-CH2-CH2-Cl
C6H6 + Cl2 => C6H6CI + HCl
Chlór má sedem oxidačných stavov: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Najdôležitejšie spojenia:

Chlorovodík HCl- bezfarebný plyn, ktorý dymí vo vzduchu v dôsledku tvorby kvapiek hmly s vodnou parou. Má silný zápach a silne dráždi dýchacie cesty. Obsiahnutý vo vulkanických plynoch a vodách, v žalúdočnej šťave. Chemické vlastnosti závisia od stavu, v ktorom sa nachádza (môže byť v plynnom, kvapalnom stave alebo v roztoku). Roztok HCl sa nazýva kyselina chlorovodíková (chlorovodíková).. Je to silná kyselina, ktorá vytláča slabšie kyseliny z ich solí. Soli - chloridy- tuhé kryštalické látky s vysokou teplotou topenia.
kovalentné chloridy- zlúčeniny chlóru s nekovmi, plynmi, kvapalinami alebo taviteľnými pevnými látkami s charakteristickými kyslými vlastnosťami, ktoré sa spravidla ľahko hydrolyzujú vodou za vzniku kyseliny chlorovodíkovej:
PCl5 + 4H20 = H3P04 + 5HCl;
Oxid chlór (I) Cl20., hnedožltý plyn so štipľavým zápachom. Ovplyvňuje dýchacie orgány. Ľahko rozpustný vo vode, vytvára kyselinu chlórnu.
Kyselina chlórna HClO. Existuje iba v riešeniach. Je to slabá a nestabilná kyselina. Ľahko sa rozkladá na kyselinu chlorovodíkovú a kyslík. Silný oxidant. Vzniká pri rozpustení chlóru vo vode. Soli - chlórnany, nestabilné (NaClO*H 2 O sa výbuchom rozkladá pri 70 °C), silné oxidanty. Široko používaný na bielenie a dezinfekciu bieliaci prášok zmesová soľ Ca(Cl)OCl
Kyselina chlorovodíková HClO2, vo voľnej forme je nestabilný, dokonca aj v zriedenom vodnom roztoku sa rýchlo rozkladá. Stredne silná kyselina, soli - chloritany sú vo všeobecnosti bezfarebné a vysoko rozpustné vo vode. Na rozdiel od chlórnanov vykazujú chloritany výrazné oxidačné vlastnosti iba v kyslom prostredí. Najväčšie uplatnenie má chloritan sodný NaClO 2 (na bielenie tkanín a papieroviny).
Oxid chlóru (IV) ClO2, - zelenožltý plyn s nepríjemným (štipľavým) zápachom, ...
Kyselina chlórová, HClO 3 - vo voľnej forme je nestabilný: neúmerný k ClO 2 a HClO 4 . Soli - chlorečnany; z nich sú najdôležitejšie chlorečnany sodné, draselné, vápenaté a horečnaté. Sú to silné oxidačné činidlá, výbušné po zmiešaní s redukčnými činidlami. Chlorečnan draselný ( Bertholletova soľ) - KClO 3 , sa používal na výrobu kyslíka v laboratóriu, ale pre vysoké nebezpečenstvo sa už nepoužíval. Roztoky chlorečnanu draselného sa používali ako slabé antiseptikum, vonkajšie liečivo na kloktanie.
Kyselina chloristá HClO4, vo vodných roztokoch je kyselina chloristá najstabilnejšia zo všetkých chlórových kyselín obsahujúcich kyslík. Bezvodá kyselina chloristá, ktorá sa získava s koncentrovanou kyselinou sírovou zo 72 % HClO 4 nie je veľmi stabilná. Je to najsilnejšia jednosýtna kyselina (vo vodnom roztoku). Soli - chloristany, sa používajú ako oxidačné činidlá (raketové motory na tuhé palivo).

Aplikácia:

Chlór sa používa v mnohých priemyselných odvetviach, vede a domácich potrebách:
- Pri výrobe polyvinylchloridu, plastových zmesí, syntetického kaučuku;
- Na bielenie látok a papiera;
- Výroba organochlórových insekticídov - látok, ktoré ničia hmyz škodlivý pre plodiny, ale sú bezpečné pre rastliny;
- Na dezinfekciu vody - "chlórovanie";
- Registrovaný v potravinárskom priemysle ako potravinárska prídavná látka E925;
- Pri chemickej výrobe kyseliny chlorovodíkovej, bielidla, bertoletovej soli, chloridov kovov, jedov, liekov, hnojív;
- V hutníctve na výrobu čistých kovov: titán, cín, tantal, niób.

Biologická úloha a toxicita:

Chlór je jedným z najdôležitejších biogénnych prvkov a je súčasťou všetkých živých organizmov. U zvierat a ľudí sa chloridové ióny podieľajú na udržiavaní osmotickej rovnováhy, chloridový ión má optimálny polomer pre prienik cez bunkovú membránu. Ióny chlóru sú životne dôležité pre rastliny, podieľajú sa na energetickom metabolizme v rastlinách, aktivujú oxidačnú fosforyláciu.
Chlór vo forme jednoduchej látky je jedovatý, ak sa dostane do pľúc, spôsobí poleptanie pľúcneho tkaniva, zadusenie. Pôsobí dráždivo na dýchacie cesty v koncentrácii vo vzduchu asi 0,006 mg/l (t.j. dvojnásobok prahu zápachu chlóru). Chlór bol jedným z prvých chemických bojových látok, ktoré Nemecko použilo v prvej svetovej vojne.

Korotková Yu., Shvetsova I.
Štátna univerzita KhF Tyumen, 571 skupín.

Zdroje: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl a ďalšie,
Webová stránka RCTU D.I. Mendelejev:

Bez ohľadu na to, ako negatívne vnímame verejné toalety, príroda diktuje svoje vlastné pravidlá a musíte ich navštíviť. Okrem prirodzených (pre toto miesto) pachov je ďalšou známou arómou bielidlo používané na dezinfekciu miestnosti. Svoje meno dostal kvôli hlavnej aktívnej zložke v ňom - Cl. Dozvieme sa o tomto chemickom prvku a jeho vlastnostiach a tiež opíšme chlór podľa polohy v periodickom systéme.

Ako bola táto položka objavená

Prvýkrát zlúčeninu obsahujúcu chlór (HCl) syntetizoval v roku 1772 britský kňaz Joseph Priestley.

Po 2 rokoch sa jeho švédskemu kolegovi Karlovi Scheelemu podarilo opísať metódu separácie Cl pomocou reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a oxidom manganičitým. Tento chemik však nechápal, že v dôsledku toho sa syntetizuje nový chemický prvok.

Vedcom trvalo takmer 40 rokov, kým sa naučili získavať chlór v praxi. Prvýkrát to urobil Brit Humphrey Davy v roku 1811. Použil pri tom inú reakciu ako jeho teoretickí predchodcovia. Davy rozložil NaCl (pre väčšinu známy ako kuchynská soľ) elektrolýzou.

Po preštudovaní výslednej látky si britský chemik uvedomil, že je elementárna. Po tomto objave ho Davy nielen pomenoval – chlór (chlór), ale dokázal aj charakterizovať chlór, hoci bol veľmi primitívny.

Chlór sa premenil na chlór (chlór) vďaka Josephovi Gay-Lussacovi a dnes existuje v tejto forme vo francúzštine, nemčine, ruštine, bieloruštine, ukrajinčine, češtine, bulharčine a niektorých ďalších jazykoch. V angličtine sa dodnes používa názov „chlorin“ a v taliančine a španielčine „chloro“.

Uvažovaný prvok podrobnejšie opísal Jens Berzelius v roku 1826. Bol to on, kto dokázal určiť jeho atómovú hmotnosť.

Čo je chlór (Cl)

Po zvážení histórie objavu tohto chemického prvku sa oplatí dozvedieť sa o ňom viac.

Názov chlór bol odvodený z gréckeho slova χλωρός ("zelený"). Bolo to dané kvôli žltkasto-zelenkastej farbe tejto látky.

Chlór existuje sám o sebe ako dvojatómový plyn Cl 2, ale v tejto forme sa v prírode prakticky nevyskytuje. Častejšie sa objavuje v rôznych zlúčeninách.

Okrem výrazného odtieňa sa chlór vyznačuje sladko-štipľavým zápachom. Je to veľmi toxická látka, preto ak sa dostane do ovzdušia a vdýchne ho človek alebo zviera, môže v priebehu niekoľkých minút (v závislosti od koncentrácie Cl) viesť k ich smrti.

Keďže chlór je takmer 2,5-krát ťažší ako vzduch, bude sa vždy nachádzať pod ním, teda pri zemi samotnej. Z tohto dôvodu, ak máte podozrenie na prítomnosť Cl, mali by ste vyliezť čo najvyššie, pretože tam bude nižšia koncentrácia tohto plynu.

Na rozdiel od niektorých iných toxických látok majú látky s obsahom chlóru charakteristickú farbu, ktorá umožňuje ich vizuálnu identifikáciu a pôsobenie. Väčšina štandardných plynových masiek pomáha chrániť dýchacie orgány a sliznice pred poškodením Cl. Pre úplnú bezpečnosť je však potrebné prijať závažnejšie opatrenia až po neutralizáciu toxickej látky.

Stojí za zmienku, že práve s použitím chlóru ako jedovatého plynu Nemcami v roku 1915 začali svoju históriu chemické zbrane. V dôsledku použitia takmer 200 ton látky sa v priebehu niekoľkých minút otrávilo 15-tisíc ľudí. Tretina z nich zomrela takmer okamžite, tretina utrpela trvalé poškodenie a iba 5 tisícom sa podarilo ujsť.

Prečo takáto nebezpečná látka stále nie je zakázaná a ročne sa vyťažia milióny ton? Je to všetko o jeho špeciálnych vlastnostiach a aby sme im porozumeli, stojí za to zvážiť vlastnosti chlóru. Najjednoduchší spôsob, ako to urobiť, je pomocou periodickej tabuľky.

Charakterizácia chlóru v periodickom systéme

Chlór ako halogén

Okrem extrémnej toxicity a štipľavého zápachu (charakteristické pre všetkých predstaviteľov tejto skupiny) je Cl vysoko rozpustný vo vode. Praktickým potvrdením je pridávanie čistiacich prostriedkov s obsahom chlóru do bazénovej vody.

Pri kontakte s vlhkým vzduchom začne predmetná látka dymiť.

Vlastnosti Cl ako nekovu

Vzhľadom na chemické vlastnosti chlóru je potrebné venovať pozornosť jeho nekovovým vlastnostiam.

Má schopnosť vytvárať zlúčeniny s takmer všetkými kovmi a nekovmi. Príkladom je reakcia s atómami železa: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Na uskutočnenie reakcií je často potrebné použiť katalyzátory. Túto úlohu môže hrať H20.

Reakcie s Cl sú často endotermické (absorbujú teplo).

Treba poznamenať, že v kryštalickej forme (vo forme prášku) chlór interaguje s kovmi iba pri zahrievaní na vysoké teploty.

Reakciou s inými nekovmi (okrem O 2, N, F, C a inertných plynov) vytvára Cl zlúčeniny - chloridy.

Pri reakcii s O 2 vznikajú oxidy, ktoré sú extrémne nestabilné a náchylné na rozklad. V nich sa oxidačný stav Cl môže prejaviť od +1 do +7.

Pri interakcii s F sa tvoria fluoridy. Ich stupeň oxidácie môže byť rôzny.

Chlór: charakteristika látky z hľadiska jej fyzikálnych vlastností

Uvažovaný prvok má okrem chemických vlastností aj fyzikálne vlastnosti.

Vplyv teploty na agregovaný stav Cl

Po zvážení fyzikálnych vlastností prvku chlóru sme pochopili, že je schopný prejsť do rôznych stavov agregácie. Všetko závisí od teplotného režimu.

V normálnom stave je Cl vysoko korozívny plyn. Môže však ľahko skvapalniť. To je ovplyvnené teplotou a tlakom. Napríklad, ak sa rovná 8 atmosfér a teplota je +20 stupňov Celzia, Cl2 je kyslá žltá kvapalina. Je schopný udržať tento stav agregácie až do +143 stupňov, ak tlak stále stúpa.

Po dosiahnutí -32 ° C prestáva stav chlóru závisieť od tlaku a zostáva tekutý.

Kryštalizácia látky (tuhé skupenstvo) nastáva pri -101 stupňoch.

Kde v prírode existuje Cl

Po zvážení všeobecných charakteristík chlóru stojí za to zistiť, kde v prírode možno nájsť taký ťažký prvok.

Pre svoju vysokú reaktivitu sa takmer nikdy nenachádza v čistej forme (preto na začiatku štúdia tohto prvku trvalo vedcom roky, kým sa naučili, ako ho syntetizovať). Cl sa zvyčajne nachádza v zlúčeninách rôznych minerálov: halit, sylvín, kainit, bischofit atď.

Najviac zo všetkého sa nachádza v soliach extrahovaných z morskej alebo oceánskej vody.

Účinok na telo

Pri zvažovaní vlastností chlóru sa už viackrát hovorilo, že je extrémne jedovatý. Atómy hmoty sú zároveň obsiahnuté nielen v mineráloch, ale aj takmer vo všetkých organizmoch, od rastlín až po ľudí.

Ióny Cl pre svoje špeciálne vlastnosti prenikajú cez bunkové membrány lepšie ako iné (preto sa viac ako 80 % všetkého chlóru v ľudskom tele nachádza v medzibunkovom priestore).

Spolu s K je Cl zodpovedný za reguláciu rovnováhy voda-soľ a v dôsledku toho za osmotickú rovnosť.

Napriek takej dôležitej úlohe v tele zabíja čistý Cl 2 všetko živé – od buniek až po celé organizmy. V kontrolovaných dávkach a pri krátkodobej expozícii však nestihne spôsobiť poškodenie.

Živým príkladom posledného tvrdenia je akýkoľvek bazén. Ako viete, voda v takýchto zariadeniach sa dezinfikuje Cl. Zároveň, ak osoba zriedka navštevuje takúto inštitúciu (raz za týždeň alebo mesiac), je nepravdepodobné, že bude trpieť prítomnosťou tejto látky vo vode. Zamestnanci takýchto inštitúcií, najmä tí, ktorí sa zdržiavajú vo vode takmer celý deň (záchranári, inštruktori) však často trpia kožnými chorobami alebo majú oslabený imunitný systém.

V súvislosti s tým všetkým je po návšteve bazénov bezpodmienečne nutné sa osprchovať – zmyť prípadné zvyšky chlóru z pokožky a vlasov.

Ľudské použitie Cl

Vzhľadom na charakterizáciu chlóru, že ide o „rozmarný“ prvok (pokiaľ ide o interakciu s inými látkami), bude zaujímavé vedieť, že sa pomerne často používa v priemysle.

V prvom rade sa používa na dezinfekciu mnohých látok.

Cl sa používa aj pri výrobe určitých druhov pesticídov, čo pomáha chrániť plodiny pred škodcami.

Schopnosť tejto látky interagovať s takmer všetkými prvkami periodickej tabuľky (charakteristika chlóru ako nekovu) pomáha extrahovať určité druhy kovov (Ti, Ta a Nb), ako aj vápno a kyselinu chlorovodíkovú so svojimi Pomoc.

Okrem všetkého vyššie uvedeného sa Cl používa pri výrobe priemyselných látok (polyvinylchlorid) a liekov (chlórhexidín).

Za zmienku stojí, že dnes bol nájdený účinnejší a bezpečnejší dezinfekčný prostriedok – ozón (O 3 ). Jeho výroba je však drahšia ako chlór a tento plyn je ešte nestabilnejší ako chlór (stručný popis fyzikálnych vlastností v 6-7 str.). Preto si málokto môže dovoliť použiť ozonizáciu namiesto chlórovania.

Ako sa vyrába chlór?

Dnes je známych veľa metód na syntézu tejto látky. Všetky spadajú do dvoch kategórií:

Chemický.
Elektrochemické.

V prvom prípade sa Cl získa ako výsledok chemickej reakcie. V praxi sú však veľmi nákladné a neefektívne.

Preto sa v priemysle uprednostňujú elektrochemické metódy (elektrolýza). Existujú tri z nich: diafragmová, membránová a ortuťová elektrolýza.

Cl2 pri obj. T - žltozelený plyn s ostrým dusivým zápachom, ťažší ako vzduch - 2,5-krát, mierne rozpustný vo vode (~ 6,5 g / l); X. R. v nepolárnych organických rozpúšťadlách. Voľne sa nachádza iba v sopečných plynoch.

Ako získať

Na základe procesu oxidácie aniónov Cl -

2Cl-2e- = Cl20

Priemyselný

Elektrolýza vodných roztokov chloridov, častejšie - NaCl:

2NaCl + 2H20 \u003d Cl2 + 2NaOH + H2

Laboratórium

Oxidačná konc. HCI rôzne oxidačné činidlá:

4HCl + Mn02 \u003d Cl2 + MpCl2 + 2H20

16HCl + 2KMnO4 \u003d 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H20

6HCl + KClO3 \u003d ZCl2 + KCl + 3H20

14HCl + K2Cr207 \u003d 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H20

Chemické vlastnosti

Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo. Oxiduje kovy, nekovy a zložité látky, pričom sa mení na veľmi stabilné anióny Cl -:

Cl 2 0 + 2e - \u003d 2Cl -

Reakcie s kovmi

Aktívne kovy v atmosfére suchého plynného chlóru sa vznietia a horia; v tomto prípade sa tvoria chloridy kovov.

Cl2 + 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

Neaktívne kovy sa ľahšie oxidujú mokrým chlórom alebo jeho vodnými roztokmi:

Cl2 + Cu \u003d CuCl2

3Cl2 + 2Au = 2AuCl3

Reakcie s nekovmi

Chlór neinteraguje priamo len s O 2, N 2, C. Reakcie prebiehajú s inými nekovmi za rôznych podmienok.

Vznikajú nekovové halogenidy. Najdôležitejšia je reakcia interakcie s vodíkom.

Cl2 + H2 \u003d 2HC1

Cl2 + 2S (tavenina) = S2CI2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (alebo РCl 5 - nadbytok Cl 2)

2Cl2 + Si = SiCl4

3Cl2 + I2 \u003d 2ICl 3

Vytesňovanie voľných nekovov (Br 2, I 2, N 2, S) z ich zlúčenín

Cl2 + 2 KBr = Br2 + 2 KCl

Cl2 + 2KI \u003d I2 + 2KCl

Cl2 + 2HI \u003d I2 + 2HCl

Cl2 + H2S \u003d S + 2HCl

ZCl2 + 2NH3 \u003d N2 + 6HCl

Disproporcionácia chlóru vo vode a vodných roztokoch zásad

V dôsledku samooxidácie-samoliečenia sa niektoré atómy chlóru premenia na anióny Cl -, zatiaľ čo iné v pozitívnom oxidačnom stave sú súčasťou aniónov ClO - alebo ClO 3 -.

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO chlórna to-ta

Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KCl03 + 3H20

3Cl2 + 2Ca (OH)2 \u003d CaCl2 + Ca (ClO)2 + 2H20

Tieto reakcie sú dôležité, pretože vedú k produkcii kyslíkových zlúčenín chlóru:

KCl03 a Ca (ClO)2 - chlórnany; KClO 3 - chlorečnan draselný (bertoletová soľ).

Interakcia chlóru s organickými látkami

a) substitúcia atómov vodíka v molekulách OB

b) pripojenie molekúl Cl 2 v mieste prerušenia viacerých väzieb uhlík-uhlík

H2C \u003d CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2CI 1,2-dichlóretán

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

Chlorovodík a kyselina chlorovodíková

Plynný chlorovodík

Fyzikálne a chemické vlastnosti

HCl je chlorovodík. Pri rev. T - bezfarebný. plyn so štipľavým zápachom, pomerne ľahko skvapalňuje (b.t. -114°С, bp. -85°С). Bezvodá HCl, v plynnom aj kvapalnom skupenstve, je nevodivá, chemicky inertná voči kovom, oxidom a hydroxidom kovov a tiež voči mnohým iným látkam. To znamená, že v neprítomnosti vody chlorovodík nevykazuje kyslé vlastnosti. Len pri veľmi vysokých teplotách reaguje plynný HCl s kovmi, dokonca aj takými neaktívnymi, ako sú Cu a Ag.
V malej miere sa prejavujú aj redukčné vlastnosti chloridového aniónu v HCl: oxiduje sa fluórom pri obj. T a tiež pri vysokej T (600 °C) v prítomnosti katalyzátorov reverzibilne reaguje s kyslíkom:

2HCl + F2 \u003d Cl2 + 2HF

4HCl + 02 \u003d 2Cl2 + 2H20

Plynný HCl je široko používaný v organickej syntéze (hydrochloračné reakcie).

Ako získať

1. Syntéza z jednoduchých látok:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

2. Vzniká ako vedľajší produkt pri chlorácii uhľovodíkov:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. V laboratóriu dostávajú pôsobenie konc. H2SO4 pre chloridy:

H2SO4 (konc.) + NaCl \u003d 2HCl + NaHS04 (s nízkym ohrevom)

H2SO4 (konc.) + 2NaCl \u003d 2HCl + Na2S04 (s veľmi silným zahrievaním)

Vodný roztok HCl je silná kyselina (chlorovodíková alebo chlorovodíková)

HCl je veľmi dobre rozpustná vo vode: pri obj. T v 1 l H 2 O rozpúšťa ~ 450 l plynu (rozpúšťanie je sprevádzané uvoľňovaním značného množstva tepla). Nasýtený roztok má hmotnostný zlomok HCl rovný 36-37 %. Tento roztok má veľmi štipľavý, dusivý zápach.

Molekuly HCl sa vo vode takmer úplne rozložia na ióny, t.j. vodný roztok HCl je silná kyselina.

Chemické vlastnosti kyseliny chlorovodíkovej

1. HCl rozpustená vo vode vykazuje všetky všeobecné vlastnosti kyselín vďaka prítomnosti iónov H +

HCl → H + + Cl -

Interakcia:

a) s kovmi (až do H):

2HCl2 + Zn \u003d ZnCl2 + H2

b) so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

2HCl + CuO \u003d CuCl2 + H20

6HCl + Al 2 O 3 \u003d 2 AlCl 3 + ZN 2 O

c) so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi:

2HCl + Ca (OH)2 \u003d CaCl2 + 2H20

3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + ZN20

d) so soľami slabších kyselín:

2HCl + CaCO 3 \u003d CaCl 2 + CO 2 + H30

HCl + C6H5ONa \u003d C6H5OH + NaCl

e) s amoniakom:

HCl + NH3 \u003d NH4Cl

Reakcie so silnými oxidačnými činidlami F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Anión Cl - je oxidovaný na voľný halogén:

2Cl-2e- = Cl20

Reakčné rovnice nájdete v časti „Získanie chlóru“. OVR medzi kyselinou chlorovodíkovou a dusičnou má osobitný význam:

Reakcie s organickými zlúčeninami

Interakcia:

a) s amínmi (ako organické zásady)

R-NH2 + HCl → + Cl -

b) s aminokyselinami (ako amfotérne zlúčeniny)

Oxidy a oxokyseliny chlóru

Oxidy kyselín

kyseliny

soľ

Chemické vlastnosti

1. Všetky oxokyseliny chlóru a ich soli sú silné oxidačné činidlá.

2. Takmer všetky zlúčeniny sa pri zahrievaní rozkladajú v dôsledku intramolekulárnej oxidácie-redukcie alebo disproporcionácie.

Bieliaci prášok

Chlórové (bielkové) vápno - zmes chlórnanu a chloridu vápenatého, má bieliaci a dezinfekčný účinok. Niekedy sa považuje za príklad zmiešanej soli, ktorá súčasne obsahuje anióny dvoch kyselín:

Oštepová voda

Vodný roztok chloridu a hachlórnanu draselného KCl + KClO + H2O

Prvok VII podskupiny periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva. Na vonkajšej úrovni - 7 elektrónov, preto chlór pri interakcii s redukčnými činidlami vykazuje svoje oxidačné vlastnosti a priťahuje elektrón kovu k sebe.

Fyzikálne vlastnosti chlóru.

Chlór je žltý plyn. Má štipľavý zápach.

Chemické vlastnosti chlóru.

zadarmo chlór veľmi aktívny. Reaguje so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka a vzácnych plynov:

Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 + Q.

Pri interakcii s vodíkom pri izbovej teplote prakticky nedochádza k žiadnej reakcii, ale akonáhle osvetlenie pôsobí ako vonkajší vplyv, dochádza k reťazovej reakcii, ktorá našla svoje uplatnenie v organickej chémii.

Pri zahrievaní je chlór schopný vytesniť jód alebo bróm z ich kyselín:

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

Chlór reaguje s vodou a čiastočne sa v nej rozpúšťa. Táto zmes sa nazýva chlórová voda.

Reaguje s alkáliami:

Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H20 (chladný),

Cl2 + 6KOH = 5KCl + KCl03 + 3 H20 (teplo).