Hlora fizikālās īpašības. Hlors: īpašības, pielietojums, ražošana

Dabā hlors sastopams gāzveida stāvoklī un tikai savienojumu veidā ar citām gāzēm. Normālos apstākļos tā ir indīga, kodīga gāze zaļganā krāsā. Tam ir lielāks svars nekā gaisam. Ir salda smarža. Hlora molekulā ir divi atomi. Mierīgā stāvoklī tas nedeg, bet augstā temperatūrā mijiedarbojas ar ūdeņradi, pēc tam iespējams sprādziens. Tā rezultātā izdalās fosgēna gāze. Ļoti indīgs. Tādējādi pat zemā koncentrācijā gaisā (0,001 mg uz 1 dm 3) tas var izraisīt nāvi. hlors norāda, ka tas ir smagāks par gaisu, tāpēc tas vienmēr atradīsies pie grīdas dzeltenīgi zaļas dūmakas veidā.

Vēstures fakti

Pirmo reizi praksē šo vielu ieguva K. Scheeley 1774. gadā, apvienojot sālsskābi un pirolūzītu. Taču tikai 1810. gadā P. Deivijs spēja raksturot hloru un noteikt, ka tas ir atsevišķs ķīmiskais elements.

Ir vērts atzīmēt, ka 1772. gadā viņam izdevās iegūt hlorūdeņradi, hlora un ūdeņraža savienojumu, taču ķīmiķis nespēja atdalīt šos divus elementus.

Hlora ķīmiskās īpašības

Hlors ir periodiskās tabulas VII grupas galvenās apakšgrupas ķīmiskais elements. Tas atrodas trešajā periodā, un tā atomu skaits ir 17 (17 protoni atoma kodolā). Ķīmiski aktīvs nemetāls. Apzīmē ar burtiem Cl.

Tas ir tipisks gāzu pārstāvis, kam nav krāsas, bet ir asa, asa smaka. Parasti toksisks. Visi halogēni ir labi atšķaidīti ūdenī. Saskaroties ar mitru gaisu, tie sāk smēķēt.

Cl atoma ārējā elektroniskā konfigurācija ir 3s2Зр5. Tāpēc savienojumos ķīmiskais elements uzrāda oksidācijas līmeni -1, +1, +3, +4, +5, +6 un +7. Atoma kovalentais rādiuss ir 0,96 Å, Cl- jonu rādiuss ir 1,83 Å, atomu elektronu afinitāte ir 3,65 eV, jonizācijas līmenis ir 12,87 eV.

Kā minēts iepriekš, hlors ir diezgan aktīvs nemetāls, kas ļauj izveidot savienojumus ar gandrīz visiem metāliem (dažos gadījumos izmantojot siltumu vai mitrumu, izspiežot bromu) un nemetāliem. Pulvera veidā tas reaģē ar metāliem tikai tad, ja tiek pakļauts augstām temperatūrām.

Maksimālā degšanas temperatūra ir 2250 °C. Ar skābekli tas var veidot oksīdus, hipohlorītus, hlorītus un hlorātus. Visi savienojumi, kas satur skābekli, kļūst sprādzienbīstami, mijiedarbojoties ar oksidējošām vielām. Ir vērts atzīmēt, ka tie var eksplodēt patvaļīgi, savukārt hlorāti eksplodē tikai tad, ja tiek pakļauti jebkādiem ierosinātājiem.

Hlora raksturojums pēc atrašanās vietas periodiskajā sistēmā:

Vienkārša viela;
. periodiskās tabulas septiņpadsmitās grupas elements;
. trešās rindas trešais periods;
. galvenās apakšgrupas septītā grupa;
. atomskaitlis 17;
. apzīmē ar simbolu Cl;
. reaktīvs nemetāls;
. ir halogēna grupā;
. normālos apstākļos tā ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaku;
. hlora molekulā ir 2 atomi (formula Cl 2).

Hlora fizikālās īpašības:

Vārīšanās temperatūra: -34,04 °C;
. kušanas temperatūra: -101,5 °C;
. blīvums gāzveida stāvoklī - 3,214 g/l;
. šķidrā hlora blīvums (viršanas periodā) - 1,537 g/cm3;
. cietā hlora blīvums - 1,9 g/cm 3;
. īpatnējais tilpums - 1,745 x 10 -3 l/g.

Hlors: temperatūras izmaiņu īpašības

Gāzveida stāvoklī tai ir tendence viegli sašķidrināties. Pie 8 atmosfēru spiediena un 20 ° C temperatūrā tas izskatās kā zaļgani dzeltens šķidrums. Piemīt ļoti augstas korozijas īpašības. Kā liecina prakse, šis ķīmiskais elements var uzturēt šķidru stāvokli līdz kritiskai temperatūrai (143 ° C), pakļauts paaugstinātam spiedienam.

Ja tas tiek atdzesēts līdz -32 ° C temperatūrai, tas mainīsies uz šķidrumu neatkarīgi no atmosfēras spiediena. Ar turpmāku temperatūras pazemināšanos notiek kristalizācija (pie -101 ° C).

Hlors dabā

Zemes garozā ir tikai 0,017% hlora. Lielākā daļa ir atrodama vulkāniskās gāzēs. Kā minēts iepriekš, vielai ir liela ķīmiskā aktivitāte, kā rezultātā tā ir atrodama dabā savienojumos ar citiem elementiem. Tomēr daudzi minerāli satur hloru. Elementa īpašības ļauj veidot aptuveni simts dažādu minerālu. Parasti tie ir metālu hlorīdi.

Tāpat liels daudzums tā sastopams Pasaules okeānā – gandrīz 2%. Tas ir saistīts ar faktu, ka hlorīdi ļoti aktīvi šķīst un tiek pārvadāti upēs un jūrās. Ir iespējams arī apgrieztais process. Hlors izskalojas atpakaļ krastā, un tad vējš to nes apkārtnē. Tāpēc tā lielākā koncentrācija ir novērojama piekrastes zonās. Planētas sausajos reģionos gāze, par kuru mēs domājam, veidojas ūdens iztvaikošanas rezultātā, kā rezultātā parādās sāls purvi. Katru gadu pasaulē tiek iegūti aptuveni 100 miljoni tonnu šīs vielas. Tomēr tas nav pārsteidzoši, jo ir daudz hloru saturošu nogulšņu. Tomēr tās īpašības lielā mērā ir atkarīgas no ģeogrāfiskās atrašanās vietas.

Hlora iegūšanas metodes

Mūsdienās ir vairākas hlora iegūšanas metodes, no kurām visizplatītākās ir šādas:

1. Diafragma. Tas ir vienkāršākais un lētākais. Sālījuma šķīdums diafragmas elektrolīzē nonāk anoda telpā. Tad tas caur tērauda katoda režģi ieplūst diafragmā. Tas satur nelielu daudzumu polimēru šķiedru. Šīs ierīces svarīga iezīme ir pretplūsma. Tas tiek novirzīts no anoda telpas uz katoda telpu, kas ļauj iegūt hloru un sārmus atsevišķi.

2. Membrāna. Energoefektīvākais, bet grūti īstenojams organizācijā. Līdzīgi kā diafragma. Atšķirība ir tāda, ka anoda un katoda telpas ir pilnībā atdalītas ar membrānu. Tāpēc izvade ir divas atsevišķas plūsmas.

Ir vērts atzīmēt, ka ķīmiskās vielas īpašības elements (hlors), kas iegūts ar šīm metodēm, būs atšķirīgs. Membrānas metode tiek uzskatīta par “tīrāku”.

3. Dzīvsudraba metode ar šķidro katodu. Salīdzinot ar citām tehnoloģijām, šī opcija ļauj iegūt tīrāko hloru.

Instalācijas pamatshēma sastāv no elektrolizatora un savstarpēji savienota sūkņa un amalgamas sadalītāja. Dzīvsudrabs, kas tiek sūknēts kopā ar galda sāls šķīdumu, kalpo kā katods, un oglekļa vai grafīta elektrodi kalpo kā anods. Instalācijas darbības princips ir šāds: no elektrolīta izdalās hlors, kas kopā ar anolītu tiek izņemts no elektrolizatora. Piemaisījumi un hlora atlikums tiek noņemti no pēdējiem, atkārtoti piesātināti ar halītu un atgriezti elektrolīzē.

Rūpnieciskās drošības prasības un nerentablā ražošana noveda pie šķidrā katoda aizstāšanas ar cietu.

Hlora izmantošana rūpnieciskiem mērķiem

Hlora īpašības ļauj to aktīvi izmantot rūpniecībā. Ar šī ķīmiskā elementa palīdzību tiek iegūti dažādi (vinilhlorīds, hlora gumija u.c.) medikamenti un dezinfekcijas līdzekļi. Taču lielākā nozares aizņemtā niša ir sālsskābes un kaļķu ražošana.

Dzeramā ūdens attīrīšanas metodes tiek plaši izmantotas. Šodien viņi cenšas atteikties no šīs metodes, aizstājot to ar ozonēšanu, jo viela, kuru mēs apsveram, negatīvi ietekmē cilvēka ķermeni, un hlorēts ūdens iznīcina cauruļvadus. Tas ir saistīts ar faktu, ka brīvā stāvoklī Cl negatīvi ietekmē caurules, kas izgatavotas no poliolefīniem. Tomēr lielākā daļa valstu dod priekšroku hlorēšanas metodei.

Hloru izmanto arī metalurģijā. Ar tās palīdzību tiek iegūti vairāki reti metāli (niobijs, tantals, titāns). Ķīmiskajā rūpniecībā dažādus hlororganiskos savienojumus aktīvi izmanto nezāļu apkarošanai un citiem lauksaimniecības nolūkiem elementu izmanto arī kā balinātāju.

Ķīmiskās struktūras dēļ hlors iznīcina lielāko daļu organisko un neorganisko krāsvielu. Tas tiek panākts, tos pilnībā balinot. Šāds rezultāts ir iespējams tikai ūdens klātbūtnē, jo notiek krāsas maiņas process, kura dēļ veidojas pēc hlora sadalīšanās: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Šī metode tika pielietota pāris gadsimtiem atpakaļ un joprojām ir populārs šodien.

Šīs vielas izmantošana hlororganisko insekticīdu ražošanai ir ļoti populāra. Šie lauksaimniecības produkti nogalina kaitīgos organismus, atstājot augus neskartus. Ievērojama daļa no visa uz planētas saražotā hlora tiek izmantota lauksaimniecības vajadzībām.

To izmanto arī plastmasas savienojumu un gumijas ražošanā. No tiem izgatavo vadu izolāciju, biroja piederumus, iekārtas, sadzīves tehnikas korpusus u.c.. Pastāv uzskats, ka šādi iegūtas gumijas ir kaitīgas cilvēkiem, taču zinātne to nav apstiprinājusi.

Ir vērts atzīmēt, ka hlors (vielas īpašības mēs detalizēti aprakstījām iepriekš) un tā atvasinājumi, piemēram, sinepju gāze un fosgēns, tiek izmantoti arī militāriem mērķiem, lai ražotu ķīmiskās kaujas vielas.

Hlors kā spilgts nemetālu pārstāvis

Nemetāli ir vienkāršas vielas, kas ietver gāzes un šķidrumus. Vairumā gadījumu tie vada elektrību sliktāk nekā metāli, un tiem ir būtiskas fizikālās un mehāniskās īpašības. Ar augsta jonizācijas līmeņa palīdzību tie spēj veidot kovalentos ķīmiskos savienojumus. Zemāk mēs sniegsim nemetāla aprakstu, kā piemēru izmantojot hloru.

Kā minēts iepriekš, šis ķīmiskais elements ir gāze. Normālos apstākļos tam pilnībā trūkst īpašību, kas līdzīgas metāliem. Bez ārējas palīdzības tas nevar mijiedarboties ar skābekli, slāpekli, oglekli utt. Tam piemīt oksidējošās īpašības saistībā ar vienkāršām vielām un dažām sarežģītām vielām. Tas ir halogēns, kas skaidri atspoguļojas tā ķīmiskajās īpašībās. Kombinācijā ar citiem halogēnu (bromu, astatīnu, jodu) pārstāvjiem tas tos izspiež. Gāzveida stāvoklī hlors (tā īpašības ir tiešs apstiprinājums tam) labi šķīst. Ir lielisks dezinfekcijas līdzeklis. Tas nogalina tikai dzīvos organismus, tāpēc tas ir neaizstājams lauksaimniecībā un medicīnā.

Izmantot kā indīgu vielu

Hlora atoma īpašības ļauj to izmantot kā indīgu līdzekli. Pirmo reizi gāzi Vācija izmantoja 1915. gada 22. aprīlī Pirmā pasaules kara laikā, kā rezultātā gāja bojā ap 15 tūkstošiem cilvēku. Šobrīd tas nav piemērojams.

Sniegsim īsu ķīmiskā elementa kā asfiksijas aprakstu. Ietekmē cilvēka ķermeni caur nosmakšanu. Vispirms tas kairina augšējos elpceļus un acu gļotādu. Smags klepus sākas ar nosmakšanas uzbrukumiem. Turklāt, iekļūstot plaušās, gāze saēd plaušu audus, kas izraisa tūsku. Svarīgi! Hlors ir ātras darbības viela.

Atkarībā no koncentrācijas gaisā simptomi atšķiras. Zemā līmenī cilvēkam rodas acu gļotādas apsārtums un viegls elpas trūkums. 1,5-2 g/m 3 saturs atmosfērā izraisa smaguma sajūtu un asas sajūtas krūtīs, asas sāpes augšējos elpceļos. Šo stāvokli var pavadīt arī smaga asarošana. Pēc 10-15 minūšu uzturēšanās telpā ar šādu hlora koncentrāciju rodas smagi plaušu apdegumi un nāve. Blīvākā koncentrācijā nāve iespējama minūtes laikā pēc augšējo elpceļu paralīzes.

Hlors organismu un augu dzīvē

Hlors ir atrodams gandrīz visos dzīvajos organismos. Īpatnība ir tāda, ka tā nav tīrā veidā, bet gan savienojumu veidā.

Dzīvnieku un cilvēku organismos hlora joni uztur osmotisko vienlīdzību. Tas ir saistīts ar faktu, ka tiem ir vispiemērotākais rādiuss iekļūšanai membrānas šūnās. Kopā ar kālija joniem Cl regulē ūdens un sāls līdzsvaru. Zarnās hlora joni rada labvēlīgu vidi kuņģa sulas proteolītisko enzīmu darbībai. Hlora kanāli ir atrodami daudzās mūsu ķermeņa šūnās. Caur tiem notiek starpšūnu šķidrumu apmaiņa un tiek uzturēts šūnas pH. Apmēram 85% no šī elementa kopējā tilpuma organismā atrodas starpšūnu telpā. Tas tiek izvadīts no ķermeņa caur urīnizvadkanālu. To ražo sievietes ķermenis zīdīšanas laikā.

Šajā attīstības stadijā ir grūti viennozīmīgi pateikt, kuras slimības provocē hlors un tā savienojumi. Tas ir saistīts ar pētījumu trūkumu šajā jomā.

Hlora joni atrodas arī augu šūnās. Viņš aktīvi piedalās enerģijas metabolismā. Bez šī elementa fotosintēzes process nav iespējams. Ar tās palīdzību saknes aktīvi absorbē nepieciešamās vielas. Bet augsta hlora koncentrācija augos var radīt kaitīgu efektu (palēninot fotosintēzes procesu, apturot attīstību un augšanu).

Tomēr ir floras pārstāvji, kuri spēja “sadraudzēties” vai vismaz saprasties ar šo elementu. Nemetāla (hlora) īpašības satur tādu elementu kā vielas spēja oksidēt augsni. Iepriekš minētie augi, saukti par halofītiem, evolūcijas procesā ieņēma tukšus sāļu purvus, kas bija tukši šī elementa pārpilnības dēļ. Tie absorbē hlora jonus un pēc tam atbrīvojas no tiem ar lapu krišanas palīdzību.

Hlora transportēšana un uzglabāšana

Ir vairāki hlora pārvietošanas un uzglabāšanas veidi. Elementa īpašībām ir nepieciešami īpaši augstspiediena cilindri. Šādiem konteineriem ir identifikācijas marķējums - vertikāla zaļa līnija. Cilindri rūpīgi jāmazgā katru mēnesi. Ilgstoši uzglabājot hloru, veidojas ļoti sprādzienbīstamas nogulsnes - slāpekļa trihlorīds. Ja netiek ievēroti visi drošības noteikumi, var rasties spontāna aizdegšanās un eksplozija.

Hlora pētījums

Nākamajiem ķīmiķiem vajadzētu zināt hlora īpašības. Saskaņā ar plānu 9. klases skolēni, balstoties uz disciplīnas pamatzināšanām, pat var veikt laboratorijas eksperimentus ar šo vielu. Protams, skolotāja pienākums ir sniegt drošības instrukcijas.

Darba kārtība ir šāda: jums jāņem kolba ar hloru un jāielej tajā nelielas metāla skaidas. Lidojuma laikā skaidas uzliesmos ar spilgtām gaismas dzirkstelēm un tajā pašā laikā veidosies gaiši balti SbCl 3 dūmi. Alvas foliju iegremdējot traukā ar hloru, tā arī spontāni aizdegsies, un ugunīgās sniegpārslas lēnām nokritīs kolbas apakšā. Šīs reakcijas laikā veidojas dūmakains šķidrums - SnCl 4. Ieliekot traukā dzelzs vīles, veidosies sarkani “pilieni” un parādīsies sarkani FeCl 3 dūmi.

Paralēli praktiskajam darbam tiek atkārtota teorija. Jo īpaši tāds jautājums kā hlora īpašības pēc pozīcijas periodiskajā tabulā (aprakstīts raksta sākumā).

Eksperimentu rezultātā izrādās, ka elements aktīvi reaģē uz organiskajiem savienojumiem. Ja hlora burkā ievietosiet terpentīnā iepriekš samērcētu vati, tā acumirklī aizdegsies un no kolbas pēkšņi izkritīs sodrēji. Nātrijs iespaidīgi gruzd ar dzeltenīgu liesmu, un uz ķīmiskās tvertnes sieniņām parādās sāls kristāli. Skolēniem būs interesanti uzzināt, ka, būdams vēl jauns ķīmiķis, N. N. Semenovs (vēlāk Nobela prēmijas laureāts) pēc šāda eksperimenta veikšanas savāca sāli no kolbas sieniņām un, uzkaisot to uz maizes, to apēda. Ķīmija izrādījās pareiza un zinātnieku nepievīla. Ķīmiķa veiktā eksperimenta rezultātā patiesībā izrādījās parastais galda sāls!

DEFINĪCIJA

Hlors atrodas Periodiskās tabulas galvenās (A) apakšgrupas VII grupas trešajā periodā.

Pieder pie p-ģimenes elementiem. Nemetāla. Šajā grupā iekļautos nemetāliskos elementus kopā sauc par halogēniem. Apzīmējums - Cl. Sērijas numurs - 17. Relatīvā atommasa - 35,453 amu.

Hlora atoma elektroniskā struktūra

Hlora atoms sastāv no pozitīvi lādēta kodola (+17), kas sastāv no 17 protoniem un 18 neitroniem, ap kuriem 3 orbītās pārvietojas 17 elektroni.

1. att. Hlora atoma shematiskā struktūra.

Elektronu sadalījums starp orbitālēm ir šāds:

17Cl) 2) 8) 7;

1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 5 .

Hlora atoma ārējā enerģijas līmenī ir septiņi elektroni, kas visi tiek uzskatīti par valences elektroniem. Pamatstāvokļa enerģijas diagramma ir šāda:

Viena nepāra elektrona klātbūtne norāda, ka hlors spēj uzrādīt +1 oksidācijas stāvokli. Iespējami arī vairāki satraukti stāvokļi, jo ir brīvs 3 d- orbitāles. Pirmkārt, elektroni 3 tiek iztvaicēti lpp-apakšlīmenis un aizņemt bez maksas d-orbitāles un pēc tam elektroni 3 s- apakšlīmenis:

Tas izskaidro hlora klātbūtni vēl trīs oksidācijas stāvokļos: +3, +5 un +7.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums

Doti divi elementi ar kodollādiņiem Z=17 un Z=18. Vienkāršā viela, ko veido pirmais elements, ir indīga gāze ar asu smaku, bet otrā ir netoksiska, bez smaržas, neelpojoša gāze. Uzrakstiet abu elementu atomu elektroniskās formulas. Kurš ražo indīgu gāzi?

Risinājums

Doto elementu elektroniskās formulas tiks uzrakstītas šādi:

17 Z 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 5 ;

18 Z 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 .

Ķīmiskā elementa atoma kodola lādiņš ir vienāds ar tā atomskaitli periodiskajā tabulā. Tāpēc tas ir hlors un argons. Divi hlora atomi veido vienkāršas vielas molekulu - Cl 2, kas ir indīga gāze ar asu smaku

Atbilde

Hlors un argons.

Hlors(lat. Hlors), Cl, Mendeļejeva periodiskās sistēmas VII grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 17, atommasa 35,453; pieder pie halogēnu grupas. Normālos apstākļos (0°C, 0,1 Mn/m2 vai 1 kgf/cm2) tā ir dzeltenzaļa gāze ar asu kairinošu smaku. Dabīgais hlors sastāv no diviem stabiliem izotopiem: 35 Cl (75,77%) un 37 Cl (24,23%). Mākslīgi iegūti radioaktīvie izotopi ar masas numuriem 31-47, jo īpaši: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 ar pussabrukšanas periodu (T ½) attiecīgi 0,31; 2,5; 1,56 sek; 3,1·10 5 gadi; 37,3, 55,5 un 1,4 min. 36 Cl un 38 Cl izmanto kā izotopu marķieri.

Vēsturiskā informācija. Hloru 1774. gadā pirmo reizi ieguva K. Šēle, reaģējot sālsskābei ar piroluzītu MnO 2 . Taču tikai 1810. gadā G. Deivijs konstatēja, ka hlors ir elements, un nosauca to par hloru (no grieķu hloros — dzeltenzaļš). 1813. gadā J. L. Gay-Lussac ierosināja šim elementam nosaukumu Hlors.

Hlora izplatība dabā. Hlors dabā sastopams tikai savienojumu veidā. Vidējais hlora saturs zemes garozā (klarkā) ir 1,7·10 -2 masas%, skābajos magmatiskos iežos - granītos un citos - 2,4·10 -2, bāziskajos un ultrabāziskajos iežos 5·10 -3. Galvenā loma hlora vēsturē zemes garozā ir ūdens migrācijai. Cl jonu veidā tas ir sastopams Pasaules okeānā (1,93%), pazemes sālījumos un sālsezeros. Savu minerālu (galvenokārt dabisko hlorīdu) skaits ir 97, galvenais ir halīts NaCl (akmens sāls). Ir zināmas arī lielas kālija un magnija hlorīdu un jaukto hlorīdu nogulsnes: silvinīts KCl, silvinīts (Na,K)Cl, karnalīts KCl MgCl 2 6H 2 O, kainīts KCl MgSO 4 3H 2 O, bišofīts MgCl 2 6H vēsturē Zemes liela nozīme bija vulkāniskās gāzēs esošā HCl piegādei zemes garozas augšdaļām.

Hlora fizikālās īpašības. Hlora viršanas temperatūra ir -34,05°C, kušanas temperatūra -101°C. Hlora gāzes blīvums normālos apstākļos ir 3,214 g/l; piesātināts tvaiks pie 0°C 12,21 g/l; šķidrs Hlors ar viršanas temperatūru 1,557 g/cm3; cietais hlors pie -102°C 1,9 g/cm 3 . Hlora piesātināta tvaika spiediens pie 0°C 0,369; pie 25°C 0,772; pie 100°C 3,814 Mn/m 2 vai attiecīgi 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Sakausēšanas siltums 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); iztvaikošanas siltums 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Gāzes siltumietilpība pastāvīgā spiedienā ir 0,48 kJ/(kg K). Hlora kritiskās konstantes: temperatūra 144°C, spiediens 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), blīvums 573 g/l, īpatnējais tilpums 1,745·10 -3 l/g. Hlora šķīdība (g/l) pie parciālā spiediena 0,1 Mn/m2 vai 1 kgf/cm2 ūdenī 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); 300 g/l NaCl šķīdumā 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Zem 9,6°C ūdens šķīdumos veidojas hlora hidrāti ar mainīgu sastāvu Cl 2 ·nH 2 O (kur n = 6-8); Tie ir dzelteni kubiskie kristāli, kas, palielinoties temperatūrai, sadalās hlorā un ūdenī. Hlors labi šķīst TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 un dažos organiskos šķīdinātājos (īpaši heksānā C 6 H 14 un oglekļa tetrahlorīda CCl 4). Hlora molekula ir diatomiska (Cl 2). Cl 2 + 243 kJ = 2Cl termiskās disociācijas pakāpe pie 1000 K ir 2,07·10 -4%, pie 2500 K 0,909%.

Hlora ķīmiskās īpašības. Cl 3s 2 Sp 5 atoma ārējā elektroniskā konfigurācija. Saskaņā ar to hlors savienojumos uzrāda oksidācijas pakāpes -1, +1, +3, +4, +5, +6 un +7. Atoma kovalentais rādiuss ir 0,99Å, Cl jonu rādiuss ir 1,82Å, hlora atoma elektronu afinitāte ir 3,65 eV un jonizācijas enerģija ir 12,97 eV.

Ķīmiski Hlors ir ļoti aktīvs, tieši savienojas ar gandrīz visiem metāliem (ar dažiem tikai mitruma klātbūtnē vai karsējot) un ar nemetāliem (izņemot oglekli, slāpekli, skābekli, inertās gāzes), veidojot atbilstošos hlorīdus, reaģē ar daudzus savienojumus, aizvieto ūdeņradi piesātinātajos ogļūdeņražos un savienojas ar nepiesātinātajiem savienojumiem. Hlors izspiež bromu un jodu no to savienojumiem ar ūdeņradi un metāliem; No hlora savienojumiem ar šiem elementiem to aizstāj ar fluoru. Sārmu metāli mitruma pēdu klātbūtnē reaģē ar hloru ar aizdegšanos, tikai karsējot. Tērauds, kā arī daži metāli, ir izturīgi sausā hlora atmosfērā zemā temperatūrā, tāpēc tos izmanto sausā hlora iekārtu un uzglabāšanas telpu ražošanā. Fosfors aizdegas hlora atmosfērā, veidojot PCl 3, un ar turpmāku hlorēšanu - PCl 5; sērs ar Hloru karsējot dod S 2 Cl 2, SCl 2 un citus S n Cl m. Arsēns, antimons, bismuts, stroncijs, telūrs enerģiski mijiedarbojas ar hloru. Hlora un ūdeņraža maisījums sadedzina ar bezkrāsainu vai dzeltenzaļu liesmu, veidojot hlorūdeņradi (tā ir ķēdes reakcija).

Maksimālā ūdeņraža-hlora liesmas temperatūra ir 2200°C. Hlora un ūdeņraža maisījumi, kas satur no 5,8 līdz 88,5% H2, ir sprādzienbīstami.

Ar skābekli hlors veido oksīdus: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, kā arī hipohlorītus (hipohlorskābes sāļus), hlorītus, hlorātus un perhlorātus. Visi hlora skābekļa savienojumi veido sprādzienbīstamus maisījumus ar viegli oksidējamām vielām. Hlora oksīdi ir vāji stabili un var spontāni eksplodēt, glabāšanas laikā hlorāti un perhlorāti var eksplodēt;

Hlors ūdenī hidrolizējas, veidojot hipohlorskābes un sālsskābes: Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. Hlorējot sārmu ūdens šķīdumus aukstumā, veidojas hipohlorīti un hlorīdi: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O, un, karsējot, veidojas hlorāti. Sausā kalcija hidroksīda hlorēšana rada balinātāju.

Kad amonjaks reaģē ar hloru, veidojas slāpekļa trihlorīds. Hlorējot organiskos savienojumus, hlors vai nu aizstāj ūdeņradi, vai pievieno vairākas saites, veidojot dažādus hloru saturošus organiskos savienojumus.

Hlors veido starphalogēnu savienojumus ar citiem halogēniem. Fluorīdi ClF, ClF 3, ClF 3 ir ļoti reaģējoši; piemēram, ClF 3 atmosfērā stikla vate spontāni aizdegas. Zināmi hlora savienojumi ar skābekli un fluoru ir hlora oksifluorīdi: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 un fluora perhlorāts FClO 4.

Hlora iegūšana. Hloru rūpnieciski sāka ražot 1785. gadā, reaģējot sālsskābei ar mangāna (II) oksīdu jeb pirolūzītu. 1867. gadā angļu ķīmiķis G. Dīkons izstrādāja metodi hlora iegūšanai, oksidējot HCl ar atmosfēras skābekli katalizatora klātbūtnē. Kopš 19. gadsimta beigām un 20. gadsimta sākuma hloru ražo sārmu metālu hlorīdu ūdens šķīdumu elektrolīzes ceļā. Šīs metodes rada 90-95% hlora pasaulē. Nelielu daudzumu hlora iegūst magnija, kalcija, nātrija un litija ražošanas blakusprodukts, elektrolīzes ceļā izkausējot hlorīdus. Tiek izmantotas divas galvenās NaCl ūdens šķīdumu elektrolīzes metodes: 1) elektrolizatoros ar cieto katodu un porainu filtra diafragmu; 2) elektrolizatoros ar dzīvsudraba katodu. Abās metodēs hlora gāzi izdala uz grafīta vai oksīda titāna-rutēnija anoda. Saskaņā ar pirmo metodi pie katoda izdalās ūdeņradis un veidojas NaOH un NaCl šķīdums, no kura ar turpmāku apstrādi tiek atdalīta komerciālā kaustiskā soda. Pēc otrās metodes nātrija amalgama veidojas pie katoda, to sadalot ar tīru ūdeni atsevišķā aparātā, iegūst NaOH šķīdumu, ūdeņradi un tīru dzīvsudrabu, kas atkal nonāk ražošanā. Abas metodes dod 1,125 t NaOH uz 1 tonnu hlora.

Elektrolīzei ar diafragmu ir nepieciešami mazāki kapitālieguldījumi, lai organizētu hlora ražošanu un iegūtu lētāku NaOH. Dzīvsudraba katoda metode rada ļoti tīru NaOH, bet dzīvsudraba zudums piesārņo vidi.

Hlora lietošana. Viena no svarīgākajām ķīmiskās rūpniecības nozarēm ir hlora rūpniecība. Galvenie hlora daudzumi tiek pārstrādāti hloru saturošos savienojumos tā ražošanas vietā. Hloru uzglabā un transportē šķidrā veidā cilindros, mucās, dzelzceļa cisternās vai speciāli aprīkotos kuģos. Rūpnieciskajām valstīm raksturīgs šāds aptuvenais hlora patēriņš: hloru saturošu organisko savienojumu ražošanai - 60-75%; neorganiskie savienojumi, kas satur hloru, -10-20%; celulozes un audumu balināšanai - 5-15%; sanitārajām vajadzībām un ūdens hlorēšanai - 2-6% no kopējās produkcijas.

Hloru izmanto arī dažu rūdu hlorēšanai, lai iegūtu titānu, niobiju, cirkoniju un citus.

Hlors organismā. Hlors ir viens no biogēnajiem elementiem, pastāvīga augu un dzīvnieku audu sastāvdaļa. Hlora saturs augos (daudz hlora halofītos) svārstās no procenta tūkstošdaļām līdz veseliem procentiem, dzīvniekiem - procenta desmitdaļām un simtdaļām. Pieauguša cilvēka ikdienas nepieciešamība pēc hlora (2-4 g) tiek segta ar pārtikas produktiem. Hloru parasti piegādā pārmērīgi ar pārtiku nātrija hlorīda un kālija hlorīda veidā. Maize, gaļa un piena produkti ir īpaši bagāti ar hloru. Dzīvnieku organismā hlors ir galvenā osmotiski aktīvā viela asins plazmā, limfā, cerebrospinālajā šķidrumā un dažos audos. Spēlē lomu ūdens-sāls metabolismā, veicinot ūdens aizturi audos. Skābju-bāzes līdzsvara regulēšana audos tiek veikta kopā ar citiem procesiem, mainot hlora sadalījumu starp asinīm un citiem audiem. Hlors ir iesaistīts enerģijas metabolismā augos, aktivizējot gan oksidatīvo fosforilāciju, gan fotofosforilāciju. Hloram ir pozitīva ietekme uz skābekļa uzsūkšanos ar saknēm. Hlors ir nepieciešams skābekļa ražošanai izolētu hloroplastu fotosintēzes laikā. Lielākā daļa barotņu mākslīgai augu audzēšanai nesatur hloru. Iespējams, ka augu attīstībai pietiek ar ļoti zemu hlora koncentrāciju.

Saindēšanās ar hloru iespējama ķīmiskajā, celulozes un papīra, tekstilrūpniecībā, farmācijas rūpniecībā un citās. Hlors kairina acu un elpceļu gļotādas. Primārās iekaisuma izmaiņas parasti pavada sekundāra infekcija. Akūta saindēšanās attīstās gandrīz nekavējoties. Ieelpojot vidēju un zemu hlora koncentrāciju, tiek novērota sasprindzinājuma sajūta un sāpes krūtīs, sauss klepus, ātra elpošana, sāpes acīs, asarošana, paaugstināts leikocītu līmenis asinīs, ķermeņa temperatūra uc, toksiska plaušu tūska , ir iespējami depresīvi stāvokļi, krampji. Vieglos gadījumos atveseļošanās notiek 3-7 dienu laikā. Kā ilgtermiņa sekas tiek novērots augšējo elpceļu katars, recidivējošais bronhīts, pneimoskleroze un citi; iespējama plaušu tuberkulozes aktivizēšanās. Ilgstoši ieelpojot nelielu hlora koncentrāciju, tiek novērotas līdzīgas, bet lēni attīstošas slimības formas. Saindēšanās novēršana: ražošanas telpu, iekārtu blīvēšana, efektīva ventilācija, nepieciešamības gadījumā izmantojot gāzmasku. Hlora, balinātāju un citu hloru saturošu savienojumu ražošana tiek klasificēta kā ražošana ar bīstamiem darba apstākļiem.

Galvenās apakšgrupas VII grupas elementu raksturojums, par piemēru izmantojot hloru

Apakšgrupas vispārīgie raksturojumi

1. tabula. VIIA apakšgrupas elementu nomenklatūra

P-elementi, tipiski, nemetāli (astatīns ir pusmetāls), halogēni.

Elementa Hal elektronu diagramma (Hal ≠ F):

VIIA apakšgrupas elementus raksturo šādas valences:

2. tabula. Valence

3. VIIA apakšgrupas elementus raksturo šādi oksidācijas pakāpes:

3. tabula. Elementu oksidācijas stāvokļi

Ķīmiskā elementa raksturojums

Hlors ir VII A grupas elements. Sērijas numurs 17

Relatīvā atommasa: 35,4527 a. e.m. (g/mol)

Protonu, neitronu, elektronu skaits: 17,18,17

Atomu struktūra:

Elektroniskā formula:

Tipiski oksidācijas stāvokļi: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7

Jonizācijas enerģija: 1254,9 (13,01) kJ/mol (eV)

Elektronu afinitāte: 349 (kJ/mol)

Elektronegativitāte pēc Polinga: 3.20

Vienkāršas vielas raksturojums

Saites veids: kovalenta nepolāra

Diatomiskā molekula

Izotopi: 35 Cl (75,78%) un 37 Cl (24,22%)

Kristāla režģa tips: molekulārais

Termodinamiskie parametri

4. tabula

Fizikālās īpašības

5. tabula

Ķīmiskās īpašības

Hlora ūdens šķīdums ir ļoti dismutēts (“hlora ūdens”)

1. posms: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl

2. posms: HOCl = HCl + [O] – atomu skābeklis

Oksidēšanas spēja apakšgrupā samazinās no fluora līdz jodam = ˃

Hlors ir spēcīgs oksidētājs:

1. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

a) ar ūdeņradi:

Cl2 + H2 = 2HCl

b) ar metāliem:

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

c) ar dažiem mazāk elektronnegatīviem nemetāliem:

3Cl2 + 2P = 2PCl 3

Cl 2 + S = SCl 2

Ar skābekli, oglekli un slāpekli, hloru tieši nereaģē!

2. Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

a) ar ūdeni: skatīt iepriekš

b) ar skābēm: nereaģē!

c) ar sārmu šķīdumiem:

aukstumā: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O

karsējot: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

e) ar daudzām organiskām vielām:

Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl

Svarīgākie hlora savienojumi

Hlorūdeņradis, hlorūdeņradis(HCl) ir bezkrāsaina, termiski stabila gāze (normālos apstākļos) ar asu smaku, izgaro mitrā gaisā, viegli šķīst ūdenī (līdz 500 tilpumiem gāzes uz ūdens tilpumu), veidojot sālsskābi (sālsskābi). Pie –114,22 ° C HCl pārvēršas cietā stāvoklī. Cietā stāvoklī ūdeņraža hlorīds pastāv divu kristālisku modifikāciju veidā: ortorombiskā, stabila zemāk un kubiskā.

Hlorūdeņraža ūdens šķīdumu sauc par sālsskābi. Izšķīdinot ūdenī, notiek šādi procesi:

HCl g + H 2 O l = H 3 O + l + Cl − l

Šķīdināšanas process ir ļoti eksotermisks. Ar ūdeni HCl veido azeotropu maisījumu. Tā ir spēcīga monoprotiska skābe. Enerģētiski mijiedarbojas ar visiem metāliem sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža, ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem, bāzēm un sāļiem, veidojot sāļus - hlorīdi:

Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2

FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O

Ja tiek pakļauts spēcīgiem oksidētājiem vai elektrolīzes laikā, hlorūdeņradim ir reducējošas īpašības:

MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O

Sildot, ūdeņraža hlorīds tiek oksidēts ar skābekli (katalizators - vara(II) hlorīds CuCl 2):

4 HCl + O 2 → 2 H 2 O + 2 Cl 2

Tomēr koncentrēta sālsskābe reaģē ar varu, veidojot monovalentu vara kompleksu:

2 Cu + 4 HCl → 2 H + H2

Maisījumu, kurā ir 3 tilpuma daļas koncentrētas sālsskābes un 1 tilpuma daļa koncentrētas slāpekļskābes, sauc par "aqua regia". Aqua regia var pat izšķīdināt zeltu un platīnu. Aqua Regia augstā oksidatīvā aktivitāte ir saistīta ar nitrozilhlorīda un hlora klātbūtni tajā, kas ir līdzsvarā ar izejvielām:

4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O

Pateicoties augstajai hlorīda jonu koncentrācijai šķīdumā, metāls saistās hlorīda kompleksā, kas veicina tā šķīšanu:

3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Ūdeņraža hlorīdu raksturo arī pievienošanas reakcijas uz vairākām saitēm (elektrofīlā pievienošana):

R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3

R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2 -CH3

Hlora oksīdi- hlora un skābekļa neorganiskie ķīmiskie savienojumi ar vispārīgo formulu: Cl x O y.
Hlors veido šādus oksīdus: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Turklāt ir zināmi: īslaicīgais radikālis ClO, hlora peroksīda radikālis ClOO un hlora tetroksīda radikālis ClO 4 .
Zemāk esošajā tabulā ir parādītas stabilu hlora oksīdu īpašības:

6. tabula

Īpašums	Cl2O	ClO2	ClOClO 3	Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (g)	Cl2O7
Krāsa un stāvoklis istabā. temperatūra	Dzelteni brūna gāze	Dzelteni zaļa gāze	Gaiši dzeltens šķidrums	Tumši sarkans šķidrums	Bezkrāsains šķidrums
Hlora oksidācijas stāvoklis	(+1)	(+4)	(+1), (+7)	(+6)	(+7)
T. pl., °C	−120,6	−59	−117	3,5	−91,5
Bp temperatūra, °C	2,0		44,5
d(f, 0°C), g*cm -3	-	1,64	1,806	-	2,02
ΔH° paraugs (gāze, 298 K), kJ*mol -1	80,3	102,6	~180	(155)
ΔG° paraugs (gāze, 298 K), kJ*mol -1	97,9	120,6	-	-	-
S° paraugs (gāze, 298 K), JK -1 mol -1	265,9	256,7	327,2	-	-
Dipola moments μ, D	0,78 ± 0,08	1,78 ± 0,01	-	-	0,72 ± 0,02

hlora oksīds (I), Dihloroksīds, hipohlorskābes anhidrīds - hlora savienojums oksidācijas stāvoklī +1 ar skābekli.

Normālos apstākļos tā ir brūngani dzeltena gāze ar raksturīgu smaržu, kas atgādina hloru. Temperatūrā zem 2 °C šķidrums ir zeltaini sarkanā krāsā. Toksisks: ietekmē elpceļus. Spontāni lēnām sadalās:

Sprādzienbīstams augstā koncentrācijā. Blīvums normālos apstākļos ir 3,22 kg/m³. Izšķīst tetrahlorogleklī. Šķīst ūdenī, veidojot vāju hipohlorskābi:

Ātri reaģē ar sārmiem:

Cl 2 O + 2NaOH (atšķ.) = 2NaClO + H 2 O

Hlora dioksīds- skābes oksīds. Izšķīdinot ūdenī, veidojas hlora un perhlorskābes (disproporcijas reakcija). Atšķaidīti šķīdumi ir stabili tumsā un lēnām sadalās gaismā:

Hlora dioksīds- hlora oksīds ( IV), hlora un skābekļa savienojums, formula: ClO 2.

Normālos apstākļos ClO 2 ir sarkanīgi dzeltena gāze ar raksturīgu smaržu. Temperatūrā zem 10 °C ClO 2 ir sarkanbrūns šķidrums. Zema stabilitāte, eksplodē gaismā, saskaroties ar oksidētājiem un karsējot. Labi izšķīdīsim ūdenī. Tā sprādzienbīstamības dēļ hlora dioksīdu nevar uzglabāt kā šķidrumu.

Skābs oksīds. Izšķīdinot ūdenī, veidojas hlora un perhlorskābes (disproporcijas reakcija). Atšķaidīti šķīdumi ir stabili tumsā un lēnām sadalās gaismā:

Iegūtā hlorskābe ir ļoti nestabila un sadalās:

Uzrāda redox īpašības.

2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (atšķaidīts) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O

ClO 2 + 2NaOH auksts. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2

ClO 2 reaģē ar daudziem organiskiem savienojumiem un darbojas kā vidēja stipruma oksidētājs.

Hipohlorskābe- HClO, ļoti vāja monoprotiska skābe, kurā hlora oksidācijas pakāpe ir +1. Pastāv tikai risinājumos.

Ūdens šķīdumos hipohlorskābe daļēji sadalās protonā un hipohlorīta anjonā ClO − :

Nestabils. Hipohlorskābe un tās sāļi - hipohlorīti- spēcīgi oksidētāji. Reaģē ar sālsskābi HCl, veidojot molekulāro hloru:

HClO + NaOH (atšķaidīts) = NaClO + H 2 O

Hlorskābe- HClO 2, vidēja stipruma vienbāziska skābe.

Hlorskābe HClO 2 brīvā formā ir nestabila pat atšķaidītā ūdens šķīdumā, tā ātri sadalās:

Neitralizēts ar sārmiem.

HClO 2 + NaOH (atdzist. auksts) = NaClO 2 + H 2 O

Šīs skābes anhidrīds nav zināms.

No tā sāļiem sagatavo skābes šķīdumu - hlorīti veidojas ClO 2 mijiedarbības rezultātā ar sārmu:

Uzrāda redox īpašības.

5HClO2 + 3H2SO4 (atšķaidīts) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Hlorskābe- HClO 3, spēcīga vienbāziska skābe, kurā hlora oksidācijas pakāpe ir +5. Nav saņemts brīvā formā; ūdens šķīdumos ar koncentrāciju zem 30% aukstumā tas ir diezgan stabils; koncentrētākos šķīdumos sadalās:

Hipohlorskābe ir spēcīgs oksidētājs; oksidēšanas spēja palielinās, palielinoties koncentrācijai un temperatūrai. HClO 3 viegli reducē līdz sālsskābei:

HClO 3 + 5HCl (konc.) = 3Cl 2 + 3H 2 O

HClO 3 + NaOH (atšķaidīts) = NaClO 3 + H 2 O

Izlaižot SO 2 un gaisa maisījumu caur stipri skābu šķīdumu, veidojas hlora dioksīds:

40% perhlorskābē, piemēram, filtrpapīrs aizdegas.

8. Atrodoties dabā:

Zemes garozā hlors ir visizplatītākais halogēns. Tā kā hlors ir ļoti aktīvs, dabā tas sastopams tikai minerālvielu savienojumu veidā.

7. tabula. Meklēšana dabā

7. tabula. Minerālu formas

Lielākās hlora rezerves ir jūru un okeānu ūdeņu sāļos.

Kvīts

Ķīmiskās metodes hlora iegūšanai ir neefektīvas un dārgas. Mūsdienās tiem galvenokārt ir vēsturiska nozīme. Var iegūt, reaģējot kālija permanganātu ar sālsskābi:

Šēles metode

Sākotnēji rūpnieciskā hlora ražošanas metode balstījās uz Šēles metodi, tas ir, piroluzīta reakciju ar sālsskābi:

Diakona metode

Paņēmiens hlora iegūšanai, katalītiski oksidējot hlorūdeņradi ar atmosfēras skābekli.

Elektroķīmiskās metodes

Mūsdienās hlors tiek ražots rūpnieciskā mērogā kopā ar nātrija hidroksīdu un ūdeņradi, elektrolīzes ceļā no galda sāls šķīduma, kura galvenos procesus var attēlot ar kopsavilkuma formulu:

Pieteikums

· Logu profils izgatavots no hloru saturošiem polimēriem

· Balinātāju galvenā sastāvdaļa ir Labarraco ūdens (nātrija hipohlorīts)

· Polivinilhlorīda, plastmasas savienojumu, sintētiskā kaučuka ražošanā.

· Hlororganisko savienojumu ražošana. Ievērojama daļa saražotā hlora tiek patērēta augu aizsardzības līdzekļu iegūšanai. Viens no svarīgākajiem insekticīdiem ir heksahlorcikloheksāns (bieži saukts par heksahlorānu).

· Izmanto kā ķīmisko kaujas līdzekli, kā arī citu ķīmisko kaujas līdzekļu ražošanai: sinepju gāzi, fosgēnu.

· Ūdens dezinfekcijai - “hlorēšana”.

· Reģistrēts pārtikas rūpniecībā kā pārtikas piedeva E925.

· Sālsskābes, balinātāju, bertoleta sāls, metālu hlorīdu, indes, medikamentu, mēslošanas līdzekļu ķīmiskajā ražošanā.

· Metalurģijā tīru metālu ražošanai: titāns, alva, tantals, niobijs.

· Kā saules neitrīno indikators hlora-argona detektoros.

Daudzas attīstītās valstis cenšas ierobežot hlora izmantošanu ikdienas dzīvē, tostarp tāpēc, ka, sadedzinot hloru saturošus atkritumus, rodas ievērojams daudzums dioksīnu.

Hlors (χλωρ?ς - zaļš) ir D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās tabulas trešā perioda septītās grupas galvenās apakšgrupas elements ar atomskaitli 17. Ķīmiski aktīvs nemetāls. Daļa no halogēnu grupas.

Vienkārša viela hlors normālos apstākļos ir indīga gāze dzeltenīgi zaļā krāsā ar asu smaku. Hlora molekula ir diatomiska (formula Cl 2).

Dabā ir sastopami divi hlora izotopi: 35 Cl un 37 Cl. Zemes garozā hlors ir visizplatītākais halogēns. Lielākās hlora rezerves ir jūru un okeānu ūdeņu sāļos

Dabā ir sastopami 2 stabili hlora izotopi: ar masas skaitļiem 35 un 37. Normālos apstākļos hlors ir dzeltenzaļa gāze ar smacējošu smaku. Dažas tā fizikālās īpašības ir parādītas tabulā.

Dažas hlora fizikālās īpašības

Atdzesējot, hlors aptuveni 239 K temperatūrā pārvēršas šķidrumā, un pēc tam zem 113 K tas kristalizējas ortorombiskā režģī ar kosmosa grupu. Zem 100 K kristāliskā hlora ortorombiskā modifikācija kļūst tetragonāla.

Elektrovadītspējas ziņā šķidrais hlors ir viens no spēcīgākajiem izolatoriem: tas vada strāvu gandrīz miljardu reižu sliktāk nekā destilēts ūdens un 10 22 reizes sliktāk nekā sudrabs. Skaņas ātrums hlorā ir aptuveni pusotru reizi mazāks nekā gaisā.

Elektronu čaulas uzbūve

Hlora atoma valences līmenis satur 1 nepāra elektronu: 1S² 2S² 2p 6 3S² 3p 5, tāpēc hlora atoma valence 1 ir ļoti stabila. Sakarā ar to, ka hlora atomā ir neaizņemta d-apakšlīmeņa orbitāle, hlora atomam var būt citas valences.

Ir zināmi arī hlora savienojumi, kuros hlora atomam formāli ir 4 un 6 valence, piemēram, ClO 2 un Cl 2 O 6. Tomēr šie savienojumi ir radikāļi, kas nozīmē, ka tiem ir viens nepāra elektrons.

Mijiedarbība ar metāliem

Hlors tieši reaģē ar gandrīz visiem metāliem (ar dažiem tikai mitruma klātbūtnē vai karsējot):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl

3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3

3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Mijiedarbība ar nemetāliem

Ar nemetāliem (izņemot oglekli, slāpekli, skābekli un inertās gāzes) tas veido atbilstošos hlorīdus.

Gaismā vai sildot, tas aktīvi (dažreiz ar sprādzienu) reaģē ar ūdeņradi saskaņā ar radikālu mehānismu.

Cl 2 + H 2 → 2HCl

5Cl 2 + 2P → 2PCl 5

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

Ar skābekli hlors veido oksīdus, kuros tam ir oksidācijas pakāpe no +1 līdz +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Tiem ir asa smaka, tie ir termiski un fotoķīmiski nestabili, un tiem ir nosliece uz sprādzienbīstamu sadalīšanos.

Reaģējot ar fluoru, veidojas nevis hlorīds, bet fluorīds:

Cl 2 + 3F 2 (piem.) → 2ClF 3