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 ir elektriski nevadošs 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 lielu 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
(Hlors; no grieķu valodas - dzeltenzaļš), Cl - ķīmiskais. elementu periodiskās sistēmas VII grupas elements; plkst. n. 17, plkst. m 35,453. Dzelteni zaļa gāze ar asu smaku. Savienojumos tas uzrāda oksidācijas pakāpes - 1, + 1, +3, + 5 un + 7. Visstabilākie savienojumi ir X. ar ārkārtēju oksidācijas pakāpi: - 1 un + 7. Dabiskais X. sastāv no izotopiem 35Cl (75,53%). ) un 37Сl (24,47%). Ir zināmi septiņi radioaktīvie izotopi ar masas skaitļiem 32-40 un diviem izomēriem; visilgāk dzīvojošais izotops 36Cl ar pussabrukšanas periodu 3,08 x 10 5 gadi (beta sabrukšana, elektronu satveršana). X. 1774. gadā atklāja zviedrs, ķīmiķis K. Šēle un 1810. gadā izolēja angļi. ķīmiķis G. Deivijs.
Hlora saturs zemes garozā ir 4,5 x 10-2%. Ir ch. arr. jūras ūdenī (līdz 2% hlorīdu), akmeņsāls NaCl, silvīta, karnalīta, bišofīta MgCl2x6H20 un kainīta KMg 3H20 nogulšņu veidā. Pamata fiziskais elementa X konstantes. kušanas temperatūra -101,6° C; viršanas temperatūra - 34,6° C; šķidruma blīvums X. (viršanas temperatūrā) 1,56 g/cm3; saplūšanas siltums 1,62 kcal/mol; iztvaikošanas siltums (viršanas temperatūrā) 4,42 kcal/mol. X. savienojas tieši ar lielāko daļu nemetālu (izņemot oglekli)
Trauslā lūzuma rašanās un izplatīšanās sprieguma atkarība no temperatūras, raksturojot konstrukciju tēraudu aukstumizturību atbilstoši kritiskajām temperatūrām: 1 - tecēšanas robeža; 2 - iznīcināšanas iestāšanās; h - iznīcināšanas izplatīšana; t > t1 - kaļamā iznīcināšanas laukums; t2< t < t1, - область квазихрупких разрушений; t < t2-область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
Dažreiz hlors reaģē ar metāliem mitruma pēdu klātbūtnē. Sausais hlors nesadarbojas ar dzelzi, kas ļauj to uzglabāt tērauda cilindros. Virs temperatūras 540°C attiecībā pret X. neviens metāls nav izturīgs (šajā temperatūrā sāk rūsēt metāli ar augstu niķeļa saturu, piemēram, Inconel). Šķīst ūdenī (2 tilpumi uz 1 tilpumu ūdens 25 ° C temperatūrā), daļēji hidrolizējot, veidojot hipohlorskābes un sālsskābes šķīdumu. No X. savienojumiem ar nemetāliem svarīgākais ir HCl hlorīds, kas veidojas hlora tiešā mijiedarbībā (gaismā) ar ūdeņradi vai spēcīgu minerālu, skābju (piemēram, H2SO4) ietekmē uz metālu. savienojumi ar hloru (piemēram, NaCl), kā arī ir blakusprodukts, iegūstot daudzskaitli. hlororganiskie savienojumi. Hlorīds ir bezkrāsaina gāze, kas sausā stāvoklī nesadarbojas ar lielāko daļu metālu un to oksīdu. Tas ļoti labi šķīst ūdenī (426 tilpumi HCl 1 tilpumā ūdens 25 ° C temperatūrā), veidojot sālsskābi.
Sālsskābe, būdama ļoti spēcīga, mijiedarbojas ar visiem elektronegatīvajiem metāliem (kas atrodas elektroķīmiskā sprieguma virknē virs ūdeņraža). Ūdeņraža hlorīda neūdens šķīdumos (piemēram, acetonitrilā) var korodēt arī noteiktas elektropozitīvas vielas (piemēram, ). Hloram nav tiešas mijiedarbības ar skābekli. Cl20, ClO2, Cl206 un Cl207 var iegūt netieši, kas atbilst skābēm HClO - hipohlors (sāļi - hipohlorīti), HClO2 - hlorīds (sāļi -), HClO3 - hipohlors (sāļi - hlorāti) un HClO4 - perhlorāti (sāļi) ). Hipohloru un hlorīdu savienojumi ir nestabili un pastāv tikai atšķaidītos ūdens šķīdumos. Visi hlori ir spēcīgi oksidētāji.
To-t un to sāļu oksidēšanas spēja samazinās, un stiprums palielinās no hipohlora līdz hlora. Visbiežāk izmantotie oksidētāji ir kalcija hlorīts Ca(OCl)2, bertolīta sāls KClO3 un balinātājs Ca2OCl2 – sālsskābes un hipohlorskābes dubultsāls. Hlors savienojas ar citiem halogēniem, veidojot starphalogēnu savienojumus: ClF, ClF3, BrCl, IСl un IC3. Saskaņā ar ķīmiju Svētie elementu savienojumi ar hloru () tiek iedalīti sāļiem līdzīgos, skābos hlorīdos un neitrālos, kas nav sāļi. Pie sāļiem līdzīgiem hlorīdiem pieder savienojumi ar elementu periodiskās sistēmas apakšgrupu I, II un IIIa metālu hloru, kā arī savienojumi ar citu grupu X. metāliem zemākos oksidācijas pakāpēs. Lielākā daļa sāļiem līdzīgu hlorīdu kūst augstā temperatūrā un labi šķīst ūdenī ar dažiem izņēmumiem (piemēram, AgCl).
Sāļiem līdzīgas vielas izkausētā stāvoklī vada strāvu salīdzinoši labi (to vadītspēja 800 ° C temperatūrā ir LiCl - 2,17; NaCl - 3,57; KCl - 2,20 omi -1 cb -1). Skābie hlorīdi ietver nemetālu hlorīdus (piemēram, boru, silīciju, fosforu) un periodiskās sistēmas IIIb apakšgrupas un IV-VIII grupas metālu hlorīdus augstākās oksidācijas pakāpēs. Skābes hlorīdi, mijiedarbojoties ar ūdeni, veido atbilstošo skābi un atbrīvo hlorīdu. Neitrāls hlorīds, kas nav sāls, ir, piemēram, CCl4 tetrahlorīds. Pamata izlaidums. NaCl vai HCl X. šķīdumu iegūšanas metode (grafīta vai titāna anodi). Hlors ir ļoti toksisks, maksimāli pieļaujamais brīvā X. saturs gaisā ir 0,001 mg/l. Hlors ir praktiski svarīgākais no halogēniem, to izmanto audumu un papīra balināšanai, dzeramā ūdens dezinfekcijai, sālsskābes ražošanai, organiskajā sintēzē, daudzu metālu ražošanā un attīrīšanā ar hlora metalurģijas metodēm. Hipohlorītus izmanto arī kā balināšanas un dezinfekcijas līdzekļus, pirotehnikā un sērkociņu ražošanā, un perhlorātus izmanto kā cietās raķešu degvielas sastāvdaļas.
Hlora gāzei ir dzeltenzaļa krāsa. Tas ir indīgs, ar asu, smacējošu, nepatīkamu smaku. Hlors ir smagāks par gaisu un samērā labi šķīst ūdenī (uz 1 tilpuma ūdens, 2 tilpumiem hlora), veidojot hlora ūdeni; Cl 2 aqi pārvēršas šķidrumā -34 °C temperatūrā un sacietē -101 °C temperatūrā. Blīvums 1,568 g/cm³
Cl - kā vielu izmantoja Pirmā pasaules kara laikā kā ķīmisko kaujas līdzekli, jo ir smagāks par gaisu un labi saglabājas virs zemes virsmas. Maksimāli pieļaujamā brīvā hlora koncentrācija gaisā ir 0,001 mg/l.
Hroniska saindēšanās ar hloru izraisa izmaiņas sejas krāsā, plaušu un bronhu slimības. Saindēšanās ar hloru gadījumā kā pretlīdzeklis jāizmanto spirta tvaiku maisījums ar ēteri vai ūdens tvaiki, kas sajaukti ar amonjaku.
Nelielos daudzumos hlors var izārstēt augšējo elpceļu slimības, jo tam ir kaitīga ietekme uz baktērijām. Pateicoties tā dezinfekcijas iedarbībai, hlors tiek izmantots ūdeņraža ūdens dezinfekcijai.
Kā sāļi tie ir vitāli svarīgi elementi. Hloru galda sāls veidā pastāvīgi izmanto pārtikā, un tas ir arī daļa no zaļajiem augiem - hlorofila.
Hlora mijiedarbība ar ūdeņradi eksplozīvi notiek tikai gaismā:
Cl2 + H2 = 2HCl
2Na + Cl 2 = 2NaCl
Tas ir pamats cēlmetālu procentuālā daudzuma palielināšanai zemas kvalitātes sakausējumos; šim nolūkam iepriekš sasmalcinātu materiālu silda brīvi plūstoša hlora klātbūtnē.
Ja metāliem var būt dažādi oksidācijas stāvokļi, tad, reaģējot ar hloru, tie uzrāda visaugstāko:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Cu + Cl 2 = CuCl 2
Hlora mijiedarbība ar sarežģītām vielām
Kad hlors mijiedarbojas ar sarežģītām vielām, tas uzvedas tāpat kā, piemēram, mijiedarbojoties ar ūdeni. Sākumā halogēns izšķīst ūdenī, veidojot hlora ūdeni (Claq), un tad pakāpeniski sākas reakcija starp ūdeni un hloru:
Cl2 + H2O = 2HCl + [O]
Tomēr šī reakcija nenotiek nekavējoties, veidojot galaproduktus. Procesa pirmajā posmā veidojas divas skābes - sālsskābes HCl un hipohlorskābe (šis skābju maisījums ir izšķīdis)
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Pēc tam hipohlorskābe sadalās:
HClO = HCl + [O]
Atomu veidošanāsskābeklis lielā mērā izskaidro hlora oksidējošo iedarbību. Organiskās krāsvielas, kas ievietotas hlora ūdenī, maina krāsu. Pārbaudot lakmusu, skābē neiegūst raksturīgo krāsu, bet to pilnībā zaudē.Tas izskaidrojams ar atomu skābekļa klātbūtni, kam ir lakmusa oksidējoša iedarbība.
Halogēni reaģē arī ar organiskām vielām
Ja hlora atmosfērā ievietojat terpentīnā (organiskā viela, kas sastāv no ūdeņraža un oglekļa) samērcētu papīra gabalu, jūs pamanīsit, ka izdalās liels daudzums kvēpu un hlorūdeņraža smaka, dažreiz reakcija notiek ar aizdegšanos. Tas izskaidrojams ar to, ka hlors izspiežas no savienojumiem ar ūdeņradi un veido hlorūdeņradi un brīvā stāvoklī izdalās kvēpu veidā. Tāpēc gumijas izstrādājumi netiek izmantoti.
15.1. Halogēnu un halkogēnu vispārīgās īpašības
Halogēni (“ģenerējošie sāļi”) ir VIIA grupas elementi. Tie ietver fluoru, hloru, bromu un jodu. Šajā grupā ietilpst arī nestabils, tāpēc dabā neatrodams astatīns. Dažreiz šajā grupā ietilpst arī ūdeņradis.
Halkogēni (“vara ražojošie”) ir VIA grupas elementi. Tajos ietilpst skābeklis, sērs, selēns, telūrs un polonijs, kas dabā praktiski nav sastopams.
No astoņiem dabā esošajiem atomiem elementi no šīm divām grupām visizplatītākie skābekļa atomi ( w= 49,5%), kam seko hlora atomi pārpilnībā ( w= 0,19%), tad – sērs ( w= 0,048%), tad fluors ( w= 0,028%). Citu elementu atomi ir simtiem un tūkstošiem reižu mazāki. Jūs jau mācījāties skābekli astotajā klasē (10.nodaļa), no pārējiem elementiem svarīgākie ir hlors un sērs - ar tiem iepazīsities šajā nodaļā.
Halogēnu un halkogēnu atomu orbītas rādiusi ir mazi, un tikai katras grupas ceturtie atomi tuvojas vienam angstromam. Tas noved pie tā, ka visi šie elementi ir nemetālu veidojoši elementi, un tikai telūram un jodam ir dažas amfoteritātes pazīmes.
Halogēnu vispārējā valences elektroniskā formula ir ns 2 n.p. 5 un halkogēni - ns 2 n.p. 4 . Atomu mazais izmērs neļauj tiem atteikties no elektroniem, gluži otrādi, šo elementu atomi mēdz tos pieņemt, veidojot atsevišķi lādētus (halogēniem) un divkārši lādētus (halkogēniem) anjonus. Savienojoties ar maziem atomiem, šo elementu atomi veido kovalentās saites. Septiņi valences elektroni ļauj halogēna atomiem (izņemot fluoru) izveidot līdz septiņām kovalentajām saitēm, un sešiem valences elektroniem no halkogēna atomiem - līdz sešām kovalentajām saitēm.
Fluora savienojumos, viselektronegatīvākajā elementā, ir iespējams tikai viens oksidācijas stāvoklis, proti, –I. Skābekļa maksimālais oksidācijas stāvoklis, kā zināms, ir +II. Citu elementu atomiem augstākais oksidācijas līmenis ir vienāds ar grupas numuru.
VIIA grupas elementu vienkāršās vielas pēc struktūras ir viena veida. Tie sastāv no diatomiskām molekulām. Normālos apstākļos fluors un hlors ir gāzes, broms ir šķidrums, bet jods ir cieta viela. Pēc ķīmiskajām īpašībām šīs vielas ir spēcīgi oksidētāji. Sakarā ar to, ka atomu izmērs palielinās, palielinoties atomu skaitam, to oksidatīvā aktivitāte samazinās.
No VIA grupas elementu vienkāršām vielām normālos apstākļos tikai skābeklis un ozons ir gāzveida, kas sastāv attiecīgi no diatomiskām un triatomiskām molekulām; pārējās ir cietas vielas. Sērs sastāv no astoņu atomu cikliskām molekulām S 8, selēna un telūra no polimēru molekulām Se n un Te n. Oksidatīvās aktivitātes ziņā halkogēni ir zemāki par halogēniem: tikai skābeklis ir spēcīgs oksidētājs, bet pārējiem piemīt oksidējošas īpašības daudz mazākā mērā.
Savienojums ūdeņraža savienojumi halogēni (HE) pilnībā atbilst vispārējam noteikumam, un halogēni papildus parastajiem ūdeņraža savienojumiem ar sastāvu H 2 E var veidot arī sarežģītākus ūdeņraža savienojumus ar sastāvu H 2 E nķēdes struktūra. Ūdens šķīdumos gan ūdeņraža halogenīdiem, gan citiem halkogēnūdeņražiem piemīt skābas īpašības. To molekulas ir skābes daļiņas. No tām tikai HCl, HBr un HI ir stipras skābes.
Halogēna veidošanai oksīdi neraksturīgi, lielākā daļa no tiem ir nestabili, bet augstāki oksīdi ar sastāvu E 2 O 7 ir zināmi visiem halogēniem (izņemot fluoru, kura skābekļa savienojumi nav oksīdi). Visi halogēna oksīdi ir molekulāras vielas; to ķīmiskās īpašības ir skābie oksīdi.
Saskaņā ar to valences spējām halkogēni veido divas oksīdu sērijas: EO 2 un EO 3. Visi šie oksīdi ir skābi.
Halogēnu un halkogēnu hidroksīdi ir oksoskābes.
Izveidot saīsinātas elektroniskās formulas un VIA un VIIA grupu elementu atomu enerģijas diagrammas. Norādiet ārējos un valences elektronus.
Hlors ir visizplatītākais un līdz ar to vissvarīgākais no halogēniem.
Zemes garozā hlors ir atrodams minerālos: halīts (akmens sāls) NaCl, silvīts KCl, karnalīts KCl MgCl 2 6H 2 O un daudzi citi. Galvenā rūpnieciskā ražošanas metode ir nātrija vai kālija hlorīdu elektrolīze.
Vienkārša viela, hlors, ir zaļgana gāze ar asu, smacējošu smaku. Pie –101 °C tas kondensējas dzeltenzaļā šķidrumā. Hlors ir ļoti indīgs, Pirmā pasaules kara laikā to pat mēģināja izmantot kā ķīmisko kaujas līdzekli.
Hlors ir viens no spēcīgākajiem oksidētājiem. Tas reaģē ar lielāko daļu vienkāršu vielu (izņēmumi: cēlgāzes, skābeklis, slāpeklis, grafīts, dimants un daži citi). Rezultātā veidojas halogenīdi:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (karsējot vai pakļaujot gaismai);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (kad sadedzina hlora daudzumu);
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (istabas temperatūrā);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (istabas temperatūrā);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (karsējot).
Turklāt hlors var oksidēt daudzas sarežģītas vielas, piemēram:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (gāzes fāzē un šķīdumā);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (gāzes fāzē un šķīdumā);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (šķīdumā);
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (šķīdumā);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (koncentrētā šķīdumā);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (gāzes fāzē);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (gāzes fāzē).
Ūdenī hlors ir daļēji izšķīdis (fiziski) un daļēji reaģē ar to atgriezeniski (sk. § 11.4 c). Ar aukstu kālija hidroksīda (un jebkura cita sārma) šķīdumu līdzīga reakcija notiek neatgriezeniski:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.
Tā rezultātā veidojas kālija hlorīda un hipohlorīta šķīdums. Reaģējot ar kalcija hidroksīdu, veidojas CaCl 2 un Ca(ClO) 2 maisījums, ko sauc par balinātāju.
Ar karstiem koncentrētiem sārmu šķīdumiem reakcija notiek atšķirīgi:
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.
Reaģējot ar KOH, rodas kālija hlorāts, ko sauc par Berthollet sāli.
Ūdeņraža hlorīds ir vienīgais ūdeņraža savienojums hlors Šī bezkrāsainā gāze ar smacējošu smaku labi šķīst ūdenī (pilnībā ar to reaģē, veidojot oksonija jonus un hlorīda jonus (sk. § 11.4). Tās šķīdumu ūdenī sauc par sālsskābi vai sālsskābi. Tas ir viens no svarīgākajiem produktiem. ķīmiskās tehnoloģijas, jo sālsskābi patērē daudzās nozarēs.Tai ir liela nozīme arī cilvēkiem, jo īpaši tāpēc, ka to satur kuņģa sula, atvieglojot pārtikas gremošanu.
Ūdeņraža hlorīds iepriekš tika ražots rūpnieciski, sadedzinot hloru ūdeņražā. Pašlaik vajadzība pēc sālsskābes tiek gandrīz pilnībā apmierināta, izmantojot hlorūdeņradi, kas veidojas kā blakusprodukts dažādu organisko vielu, piemēram, metāna, hlorēšanas laikā:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 + HCl
Un laboratorijas ražo hlorūdeņradi no nātrija hlorīda, apstrādājot to ar koncentrētu sērskābi:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (istabas temperatūrā);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (karsējot).
Augstāks oksīds hlors Cl 2 O 7 – bezkrāsains eļļains šķidrums, molekulāra viela, skābs oksīds. Reakcijas rezultātā ar ūdeni veidojas perhlorskābe HClO 4, vienīgā hlora oksoskābe, kas pastāv kā atsevišķa viela; pārējās hlora oksoskābes ir zināmas tikai ūdens šķīdumos. Informācija par šīm hlora skābēm ir sniegta 35. tabulā.
35. tabula. Hlora skābes un to sāļi
C/O |
Formula |
Vārds |
Spēks |
Vārds |
sālsskābe |
||||
hipohlorisks |
hipohlorīti |
|||
hlorīds |
||||
hipohlorisks |
||||
perhlorāti |
Lielākā daļa hlorīdu šķīst ūdenī. Izņēmumi ir AgCl, PbCl 2, TlCl un Hg 2 Cl 2. Bezkrāsainu sudraba hlorīda nogulšņu veidošanās, pievienojot testa šķīdumam sudraba nitrāta šķīdumu – kvalitatīva reakcija hlorīda joniem:
Ag + Cl = AgCl
Hloru var iegūt no nātrija vai kālija hlorīdiem laboratorijā:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2 NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
Ražojot hloru, izmantojot šo metodi, kā oksidētāju var izmantot ne tikai mangāna dioksīdu, bet arī KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3.
Nātrija un kālija hipohlorīti ir iekļauti dažādos mājsaimniecības un rūpnieciskajos balinātos. Balinātājs tiek izmantots arī kā balinātājs un tiek izmantots arī kā dezinfekcijas līdzeklis.
Kālija hlorātu izmanto sērkociņu, sprāgstvielu un pirotehnisko kompozīciju ražošanā. Sildot, tas sadalās:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (MnO 2 klātbūtnē).
Sadalās arī kālija perhlorāts, bet augstākā temperatūrā: KClO 4 = KCl + 2O 2.
1. Sastādiet molekulāros vienādojumus reakcijām, kurām rindkopas tekstā ir doti jonu vienādojumi.
2. Aprakstoši pierakstiet rindkopas tekstā sniegto reakciju vienādojumus.
3. Izveidojiet reakciju vienādojumus, kas raksturo a) hlora, b) hlorūdeņraža (un sālsskābes), c) kālija hlorīda un d) bārija hlorīda ķīmiskās īpašības.
Hlora savienojumu ķīmiskās īpašības
Dažādas allotropās modifikācijas ir stabilas dažādos apstākļos elements sērs. Normālos apstākļos vienkārša viela sērs ir dzeltena, trausla kristāliska viela, kas sastāv no astoņu atomu molekulām:
Tas ir tā sauktais ortorombiskais sērs (vai -sērs) S 8. (nosaukums cēlies no kristalogrāfiska termina, kas raksturo šīs vielas kristālu simetriju). Sildot, tas kūst (113 ° C), pārvēršoties kustīgā dzeltenā šķidrumā, kas sastāv no tām pašām molekulām. Turpinot karsēšanu, tiek pārtraukti cikli un veidojas ļoti garas polimēru molekulas - kausējums kļūst tumšāks un kļūst ļoti viskozs. Tas ir tā sauktais -sulfur S n. Sērs vārās (445 °C) divatomisku molekulu S 2 formā, kas pēc struktūras ir līdzīgas skābekļa molekulām. Šo molekulu struktūru, tāpat kā skābekļa molekulu, nevar aprakstīt kovalentās saites modeļa ietvaros. Turklāt ir arī citas sēra alotropās modifikācijas.
Dabā ir vietējā sēra atradnes, no kurām tas tiek iegūts. Lielāko daļu iegūtā sēra izmanto sērskābes ražošanai. Daļu sēra izmanto lauksaimniecībā augu aizsardzībai. Attīrīts sērs tiek izmantots medicīnā ādas slimību ārstēšanai.
No ūdeņraža savienojumi sērs, svarīgākais ir sērūdeņradis (monosulfāns) H 2 S. Tā ir bezkrāsaina indīga gāze ar puvušu olu smaku. Tas nedaudz šķīst ūdenī. Izšķīšana ir fiziska. Nelielā mērā sērūdeņraža molekulu protolīze notiek ūdens šķīdumā un vēl mazākā mērā iegūtajos hidrosulfīda jonos (sk. 13. pielikumu). Tomēr sērūdeņraža šķīdumu ūdenī sauc par sērūdeņražskābi (vai sērūdeņraža ūdeni).
Sērūdeņradis sadedzina gaisā:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (ar skābekļa pārpalikumu).
Kvalitatīva reakcija uz sērūdeņraža klātbūtni gaisā ir melnā svina sulfīda veidošanās (svina nitrāta šķīdumā samitrināta filtrpapīra nomelnošana:
H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O = PbS + 2H 3O
Reakcija notiek šajā virzienā svina sulfīda ļoti zemās šķīdības dēļ.
Papildus sērūdeņradim sērs veido arī citus sulfānus H2S n, piemēram, disulfāns H 2 S 2, pēc struktūras līdzīgs ūdeņraža peroksīdam. Tā ir arī ļoti vāja skābe; tā sāls ir pirīts FeS 2.
Saskaņā ar tā atomu valences spējām sērs veido divus oksīds: SO 2 un SO 3 . Sēra dioksīds (pazīstams kā sēra dioksīds) ir bezkrāsaina gāze ar asu smaku, kas izraisa klepu. Sēra trioksīds (vecais nosaukums ir sērskābes anhidrīds) ir cieta, ārkārtīgi higroskopiska, nemolekulāra viela, kas karsējot pārvēršas molekulārā vielā. Abi oksīdi ir skābi. Reaģējot ar ūdeni, tie veido attiecīgi sēra dioksīdu un sēra dioksīdu. skābes.
Atšķaidītos šķīdumos sērskābe ir tipiska stipra skābe ar visām tai raksturīgajām īpašībām.
Tīra sērskābe, kā arī tās koncentrētie šķīdumi ir ļoti spēcīgi oksidētāji, un oksidējošie atomi šeit nav ūdeņraža atomi, bet sēra atomi, pārejot no +VI oksidācijas stāvokļa uz +IV oksidācijas stāvokli. Rezultātā, reaģējot ar koncentrētu sērskābi, parasti veidojas sēra dioksīds, piemēram:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H2SO4 = 2KHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O.
Tādējādi pat metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa labi no ūdeņraža (Cu, Ag, Hg), reaģē ar koncentrētu sērskābi. Tajā pašā laikā daži diezgan aktīvi metāli (Fe, Cr, Al uc) nereaģē ar koncentrētu sērskābi, tas ir saistīts ar faktu, ka uz šādu metālu virsmas veidojas blīva aizsargplēve. sērskābe, novēršot turpmāku oksidēšanos. Šo fenomenu sauc pasivēšana.
Tā kā sērskābe ir divvērtīgā skābe, tā veido divas rindas sāļi: vidēji skābs. Skābes sāļus izdala tikai sārma elementiem un amonijam, citu skābju sāļu esamība ir apšaubāma.
Lielākā daļa vidējo sulfātu šķīst ūdenī, un, tā kā sulfāta jons praktiski nav anjonu bāze, tie netiek pakļauti anjonu hidrolīzei.
Mūsdienu rūpnieciskās sērskābes ražošanas metodes ir balstītas uz sēra dioksīda ražošanu (1. posms), tā oksidēšanu trioksīdā (2. posms) un sēra trioksīda mijiedarbību ar ūdeni (3. posms).
Sēra dioksīds rodas, sadedzinot sēru vai dažādus sulfīdus skābeklī:
S + O2 = SO2;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.
Sulfīdu rūdu apdedzināšanas procesu krāsainajā metalurģijā vienmēr pavada sēra dioksīda veidošanās, ko izmanto sērskābes ražošanai.
Normālos apstākļos sēra dioksīdu nav iespējams oksidēt ar skābekli. Oksidēšanu veic, karsējot katalizatora - vanādija(V) vai platīna oksīda klātbūtnē. Lai arī reakcija
2SO 2 + O 2 2SO 3 + J
atgriezenisks, raža sasniedz 99%.
Ja iegūtais sēra trioksīda un gaisa gāzes maisījums tiek izvadīts cauri tīram ūdenim, lielākā daļa sēra trioksīda netiek absorbēta. Lai novērstu zudumus, gāzu maisījumu laiž caur sērskābi vai tās koncentrētiem šķīdumiem. Tādējādi tiek iegūta disērskābe:
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7.
Disērskābes šķīdumu sērskābē sauc par oleumu, un to bieži attēlo kā sēra trioksīda šķīdumu sērskābē.
Atšķaidot oleumu ar ūdeni, jūs varat iegūt gan tīru sērskābi, gan tās šķīdumus.
1.Izveidot strukturālās formulas
a) sēra dioksīds, b) sēra trioksīds,
c) sērskābe, d) disērskābe.
1774. gadā Zviedrijas ķīmiķis Karls Šēle pirmo reizi ieguva hloru, taču tika uzskatīts, ka tas nav atsevišķs elements, bet gan sālsskābes veids (kalorizators). Elementāro hloru 19. gadsimta sākumā ieguva G. Deivijs, kas ar elektrolīzi sadalīja galda sāli hlorā un nātrijs.
Hlors (no grieķu χλωρός — zaļš) ir ķīmisko elementu periodiskās tabulas XVII grupas elements D.I. Mendeļejevam ir atomu skaits 17 un atomu masa 35,452. Pieņemtais apzīmējums Cl (no latīņu valodas Hlors).
Atrodoties dabā
Hlors ir visvairāk sastopamais halogēns zemes garozā, visbiežāk divu izotopu veidā. Ķīmiskās aktivitātes dēļ tas ir atrodams tikai daudzu minerālvielu savienojumu veidā.
Hlors ir indīga dzeltenzaļa gāze, kurai ir spēcīga, nepatīkama smaka un saldena garša. Tieši hloru pēc tā atklāšanas tika ierosināts saukt halogēns, tas ir iekļauts tāda paša nosaukuma grupā kā viens no ķīmiski aktīvākajiem nemetāliem.
Ikdienas hlora nepieciešamība
Parasti veselam pieaugušam cilvēkam dienā jāsaņem 4-6 g hlora, nepieciešamība pēc tā palielinās līdz ar aktīvām fiziskām aktivitātēm vai karstam laikam (ar pastiprinātu svīšanu). Parasti organisms ikdienas vajadzības saņem no pārtikas ar sabalansētu uzturu.
Galvenais hlora piegādātājs organismam ir galda sāls – īpaši, ja tas nav termiski apstrādāts, tāpēc gatavus ēdienus labāk sālīt. Satur arī hloru, jūras veltes, gaļu un, un.
Mijiedarbība ar citiem
Organisma skābju-bāzes un ūdens līdzsvaru regulē hlors.
Hlora trūkuma pazīmes
Hlora trūkumu izraisa procesi, kas izraisa organisma dehidratāciju - stipra svīšana karstumā vai fiziskas slodzes laikā, vemšana, caureja un dažas urīnceļu sistēmas slimības. Hlora deficīta pazīmes ir letarģija un miegainība, muskuļu vājums, acīmredzama sausa mute, garšas zudums un apetītes trūkums.
Pārmērīga hlora pazīmes
Pazīmes par pārmērīgu hlora daudzumu organismā ir: paaugstināts asinsspiediens, sauss klepus, sāpes galvā un krūtīs, sāpes acīs, asarošana, kuņģa-zarnu trakta traucējumi. Parasti hlora pārpalikumu var izraisīt dzerot parastu krāna ūdeni, kas tiek pakļauts hlora dezinfekcijas procesam un rodas strādniekiem nozarēs, kas ir tieši saistītas ar hlora izmantošanu.
Hlors cilvēka organismā:
- regulē ūdens un skābju-bāzes līdzsvaru,
- osmoregulācijas procesā izvada no organisma šķidrumu un sāļus,
- stimulē normālu gremošanu,
- normalizē sarkano asins šūnu stāvokli,
- attīra aknas no taukiem.
Hloru galvenokārt izmanto ķīmiskajā rūpniecībā, kur no tā ražo polivinilhlorīdu, putupolistirolu, iepakojuma materiālus, kā arī ķīmiskās kaujas vielas un augu mēslojumu. Dzeramā ūdens dezinfekcija ar hloru ir praktiski vienīgā pieejamā ūdens attīrīšanas metode.
Hloru, iespējams, ieguva alķīmiķi, taču tā atklāšana un pirmie pētījumi ir nesaraujami saistīti ar slavenā zviedru ķīmiķa Karla Vilhelma Šēles vārdu. Šēle atklāja piecus ķīmiskos elementus - bāriju un mangānu (kopā ar Johanu Hānu), molibdēnu, volframu, hloru un neatkarīgi no citiem ķīmiķiem (kaut arī vēlāk) - vēl trīs: skābekli, ūdeņradi un slāpekli. Šo sasniegumu vēlāk nevarēja atkārtot neviens ķīmiķis. Tajā pašā laikā Šēle, jau ievēlēta par Zviedrijas Karaliskās Zinātņu akadēmijas biedru, bija vienkāršs farmaceits Kēpingā, lai gan viņš varēja ieņemt godpilnāku un prestižāku amatu. Pats Frīdrihs II Lielais, Prūsijas karalis, viņam piedāvāja ķīmijas profesora amatu Berlīnes universitātē. Noraidot šādus vilinošus piedāvājumus, Šēle sacīja: "Es nevaru ēst vairāk, nekā man vajag, un ar to, ko nopelnu šeit Köpingā, man pietiek ēst."
Protams, ilgi pirms Šēles bija zināmi daudzi hlora savienojumi. Šis elements ir daļa no daudziem sāļiem, tostarp slavenākā - galda sāls. 1774. gadā Šēle izolēja hloru brīvā formā, karsējot melno minerālu pirolūzītu ar koncentrētu sālsskābi: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Sākumā ķīmiķi hloru uzskatīja nevis par elementu, bet gan par nezināmā elementa muria (no latīņu valodas muria — sālījums) ķīmisku savienojumu ar skābekli. Tika uzskatīts, ka sālsskābe (to sauca par pelskābi) satur ķīmiski saistītu skābekli. Par to it īpaši "liecināja" sekojošais fakts: kad hlora šķīdums stāvēja gaismā, no tā izdalījās skābeklis, un šķīdumā palika sālsskābe. Tomēr daudzie mēģinājumi “noplēst” skābekli no hlora nekur nebija noveduši. Tādējādi neviens nav spējis iegūt oglekļa dioksīdu, karsējot hloru ar akmeņoglēm (kas augstā temperatūrā "atņem" skābekli no daudziem to saturošiem savienojumiem). Līdzīgu eksperimentu rezultātā, ko veica Hamfrija Deivija, Džozefs Luiss Gajs-Lussaks un Luiss Žaks Tenards, kļuva skaidrs, ka hlors nesatur skābekli un ir vienkārša viela. Gay-Lussac eksperimenti, kurš analizēja gāzu kvantitatīvo attiecību hlora reakcijā ar ūdeņradi, noveda pie tāda paša secinājuma.
1811. gadā Dāvijs jaunajam elementam ierosināja nosaukumu “hlors” — no grieķu valodas. "chloros" - dzeltenzaļš. Tieši tāda ir hlora krāsa. Tāda pati sakne ir vārdam "hlorofils" (no grieķu "chloros" un "phyllon" - lapa). Gadu vēlāk Gay-Lussac "saīsināja" nosaukumu uz "hlors". Tomēr briti (un amerikāņi) šo elementu sauc par hloru, bet franči to sauc par hloru. Arī vācieši, ķīmijas “likumdevēji” gandrīz visu 19. gadsimtu, pieņēma šo saīsināto nosaukumu. (vācu valodā hlors ir hlors). 1811. gadā vācu fiziķis Johans Šveigers ierosināja hlora nosaukumu “halogēns” (no grieķu valodas “hals” - sāls un “gennao” - dzemdēt). Pēc tam šis termins tika piešķirts ne tikai hloram, bet arī visiem tā analogiem septītajā grupā - fluoram, bromam, jodam, astatīnam.
Interesants ir ūdeņraža sadegšanas demonstrējums hlora atmosfērā: dažkārt eksperimenta laikā rodas neparasta blakusparādība: dzirdama dūkojoša skaņa. Visbiežāk liesma dūko, kad tieva caurule, pa kuru tiek padots ūdeņradis, tiek nolaista konusa formas traukā, kas piepildīts ar hloru; tas pats attiecas uz sfēriskām kolbām, bet cilindros liesma parasti nedūc. Šo parādību sauca par "dziedošo liesmu".
Ūdens šķīdumā hlors daļēji un diezgan lēni reaģē ar ūdeni; 25° C temperatūrā līdzsvars: Cl 2 + H 2 O HClO + HCl tiek izveidots divu dienu laikā. Hipohlorskābe sadalās gaismā: HClO ® HCl + O. Tieši atomu skābeklim tiek piedēvēts balinošais efekts (absolūti sausam hloram šādas spējas nav).
Hloram tā savienojumos var būt visi oksidācijas stāvokļi - no –1 līdz +7. Ar skābekli hlors veido vairākus oksīdus, tie visi tīrā veidā ir nestabili un sprādzienbīstami: Cl 2 O - dzelteni oranža gāze, ClO 2 - dzeltena gāze (zem 9,7 o C - spilgti sarkans šķidrums), hlora perhlorāts Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, gaiši dzeltens šķidrums), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, spilgti sarkans šķidrums), Cl 2 O 7 – bezkrāsains, ļoti sprādzienbīstams šķidrums. Zemās temperatūrās tika iegūti nestabili oksīdi Cl 2 O 3 un ClO 3. ClO 2 oksīds tiek ražots rūpnieciskā mērogā un tiek izmantots hlora vietā celulozes balināšanai un dzeramā ūdens un notekūdeņu dezinfekcijai. Ar citiem halogēniem hlors veido vairākus tā sauktos starphalogēnu savienojumus, piemēram, ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Hlors un tā savienojumi ar pozitīvu oksidācijas pakāpi ir spēcīgi oksidētāji. Vācu ķīmiķis Leopolds Gmelins 1822. gadā, oksidējot ar hloru, ieguva sarkano sāli no dzeltenā asins sāls: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Hlors viegli oksidē bromīdus un hlorīdus, atbrīvojot bromu un jodu brīvā formā.
Hlors dažādos oksidācijas pakāpēs veido vairākas skābes: HCl - sālsskābe (sāls, sāļi - hlorīdi), HClO - hipohlorīds (sāļi - hipohlorīti), HClO 2 - hlors (sāļi - hlorīti), HClO 3 - hipohlorāts (sāļi - hlorāti) , HClO 4 – hlors (sāļi – perhlorāti). No skābekļa skābēm tikai perhlorskābe ir stabila tīrā veidā. No skābekļa skābju sāļiem praksē izmanto hipohlorītus, nātrija hlorītu NaClO 2 - audumu balināšanai, kompaktu skābekļa pirotehnisko avotu ražošanai (“skābekļa sveces”), kālija hlorātus (Bertholometa sāls), kalciju un magniju (par lauksaimniecības kaitēkļu, kā pirotehnisko kompozīciju un sprāgstvielu sastāvdaļas, apkarošana sērkociņu ražošanā), perhlorāti - sprāgstvielu un pirotehnisko sastāvu sastāvdaļas; Amonija perhlorāts ir cietās raķešu degvielas sastāvdaļa.
Hlors reaģē ar daudziem organiskiem savienojumiem. Tas ātri saistās ar nepiesātinātiem savienojumiem ar dubultām un trīskāršām oglekļa-oglekļa saitēm (reakcija ar acetilēnu notiek sprādzienbīstami) un gaismā pie benzola. Noteiktos apstākļos hlors var aizstāt ūdeņraža atomus organiskajos savienojumos: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Šai reakcijai bija nozīmīga loma organiskās ķīmijas vēsturē. 19. gadsimta 40. gados franču ķīmiķis Žans Batists Dimā atklāja, ka hloram reaģējot ar etiķskābi, reakcija notiek pārsteidzoši viegli.
CH 3 COOH + Cl 2 ® CH 2 ClCOOH + HCl. Ar hlora pārpalikumu veidojas trihloretiķskābe CCl 3 COOH. Tomēr daudzi ķīmiķi bija neuzticīgi Dumas darbam. Patiešām, saskaņā ar tolaik vispārpieņemto Berzēliusa teoriju pozitīvi lādētus ūdeņraža atomus nevarēja aizstāt ar negatīvi lādētiem hlora atomiem. Šo viedokli tajā laikā uzturēja daudzi izcili ķīmiķi, starp kuriem bija Frīdrihs Vēlers, Justs Lībigs un, protams, arī pats Berzēliuss.
Lai izsmietu Dumasu, Vēlers nodeva savam draugam Lībigam kāda S. Vindlera (Švindlers - vāciski krāpnieks) vārdā rakstu par Dumas it kā atklātās reakcijas jaunu veiksmīgu pielietojumu. Rakstā Wöhler ar acīmredzamu ņirgāšanos rakstīja par to, kā mangāna acetātā Mn(CH 3 COO) 2 bija iespējams visus elementus atbilstoši to valencei aizstāt ar hloru, kā rezultātā radās dzeltena kristāliska viela, kas sastāv tikai no hlora. Tālāk tika teikts, ka Anglijā, secīgi aizstājot visus atomus organiskajos savienojumos ar hlora atomiem, parastie audumi tiek pārvērsti par hloru, un tajā pašā laikā lietas saglabā savu izskatu. Zemsvītras piezīmē bija teikts, ka Londonas veikalos aktīvi tiek tirgoti materiāli, kas sastāv tikai no hlora, jo šis materiāls bija ļoti labs nakts cepurēm un siltām apakšbiksēm.
Hlora reakcija ar organiskiem savienojumiem izraisa daudzu hlororganisko produktu veidošanos, starp kuriem ir plaši izmantotie šķīdinātāji: metilēnhlorīds CH 2 Cl 2, hloroforms CHCl 3, tetrahlorogleklis CCl 4, trihloretilēns CHCl=CCl 2, tetrahloretilēns C 2 Cl 4 . Mitruma klātbūtnē hlors izmaina augu zaļās lapas un daudzas krāsvielas. To izmantoja 18. gadsimtā. audumu balināšanai.
Hlors kā indīga gāze.
Šēle, kas saņēma hloru, atzīmēja ļoti nepatīkamu spēcīgu smaku, apgrūtinātu elpošanu un klepu. Kā vēlāk noskaidrojām, cilvēks sajūt hlora smaku pat tad, ja vienā litrā gaisa ir tikai 0,005 mg šīs gāzes, un tajā pašā laikā tā jau kairinoši iedarbojas uz elpceļiem, iznīcinot elpceļu gļotādas šūnas. trakts un plaušas. Koncentrāciju 0,012 mg/l ir grūti panest; ja hlora koncentrācija pārsniedz 0,1 mg/l, tas kļūst bīstams dzīvībai: elpošana paātrina, kļūst konvulsīvāka un pēc tam kļūst arvien retāka, un pēc 5–25 minūtēm elpošana apstājas. Rūpniecības uzņēmumu maksimāli pieļaujamā koncentrācija gaisā ir 0,001 mg/l, bet dzīvojamo rajonu gaisā - 0,00003 mg/l.
Sanktpēterburgas akadēmiķis Tovijs Egorovičs Lovics, atkārtojot Šēles eksperimentu 1790. gadā, nejauši izlaida gaisā ievērojamu daudzumu hlora. Pēc tā ieelpošanas viņš zaudēja samaņu un krita, pēc tam astoņas dienas cieta neciešamas sāpes krūtīs. Par laimi viņš atveseļojās. Slavenais angļu ķīmiķis Deivijs gandrīz nomira no saindēšanās ar hloru. Eksperimenti ar pat nelielu hlora daudzumu ir bīstami, jo tie var izraisīt nopietnus plaušu bojājumus. Viņi stāsta, ka vācu ķīmiķis Egons Vibergs vienu no savām lekcijām par hloru sācis ar vārdiem: “Hlors ir indīga gāze. Ja nākamajā demonstrācijā saindēšos, lūdzu, izvediet mani svaigā gaisā. Bet diemžēl lekcija būs jāpārtrauc.” Ja jūs izlaižat gaisā daudz hlora, tas kļūst par īstu katastrofu. To Pirmā pasaules kara laikā piedzīvoja anglo-franču karaspēks. 1915. gada 22. aprīļa rītā vācu pavēlniecība nolēma veikt pirmo gāzes uzbrukumu karu vēsturē: vējam pūšot ienaidnieka virzienā, nelielā frontes posmā pie Beļģijas pilsētas Ipras. , vienlaikus tika atvērti 5730 cilindru vārsti, katrs satur 30 kg šķidrā hlora. 5 minūšu laikā izveidojās milzīgs dzeltenzaļš mākonis, kas lēnām attālinājās no vācu ierakumiem uz sabiedroto pusi. Angļu un franču karavīri bija pilnīgi neaizsargāti. Gāze caur spraugām iekļuva visās patversmēs, no tās nevarēja izbēgt: galu galā gāzmaska vēl nebija izgudrota. Rezultātā saindējās 15 tūkstoši cilvēku, no tiem 5 tūkstoši līdz nāvei. Mēnesi vēlāk, 31. maijā, vācieši atkārtoja gāzes uzbrukumu austrumu frontē – pret Krievijas karaspēku. Tas notika Polijā netālu no Bolimovas pilsētas. 12 km frontē no 12 tūkstošiem balonu izplūda 264 tonnas hlora un daudz toksiskāka fosgēna maisījuma (ogļskābes hlorīds COCl 2). Cara pavēlniecība zināja par notikušo Ipresā, bet krievu karavīriem nebija aizsardzības līdzekļu! Gāzes uzbrukuma rezultātā zaudējumi sasniedza 9146 cilvēkus, no kuriem tikai 108 bija šautenes un artilērijas apšaudes rezultātā, pārējie tika saindēti. Tajā pašā laikā gandrīz nekavējoties nomira 1183 cilvēki.
Drīz vien ķīmiķi parādīja, kā izbēgt no hlora: jāelpo caur marles saiti, kas samērcēta nātrija tiosulfāta šķīdumā (šo vielu izmanto fotogrāfijā, to mēdz dēvēt par hiposulfītu). Hlors ļoti ātri reaģē ar tiosulfāta šķīdumu, to oksidējot:
Na 2S 2O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ® 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl. Protams, arī sērskābe nav nekaitīga viela, taču tās atšķaidītais ūdens šķīdums ir daudz mazāk bīstams nekā indīgais hlors. Tāpēc tajos gados tiosulfātam bija cits nosaukums - “antihlors”, taču pirmās tiosulfāta gāzmaskas nebija īpaši efektīvas.
1916. gadā krievu ķīmiķis un topošais akadēmiķis Nikolajs Dmitrijevičs Zelinskis izgudroja patiesi efektīvu gāzmasku, kurā toksiskās vielas aizturēja aktīvās ogles slānis. Šādas ogles ar ļoti attīstītu virsmu varētu saglabāt ievērojami vairāk hlora nekā marle, kas samērcēta ar hiposulfītu. Par laimi, “hlora uzbrukumi” palika tikai traģiska vēstures epizode. Pēc pasaules kara hloram bija palikušas tikai mierīgas profesijas.
Hlora lietošana.
Katru gadu pasaulē tiek saražots milzīgs hlora daudzums – desmitiem miljonu tonnu. Tikai ASV līdz 20. gadsimta beigām. Elektrolīzes ceļā ik gadu tika saražoti aptuveni 12 miljoni tonnu hlora (10. vieta ķīmiskās ražošanas jomā). Tā lielākā daļa (līdz 50%) tiek tērēta organisko savienojumu hlorēšanai - šķīdinātāju, sintētiskā kaučuka, polivinilhlorīda un citu plastmasu, hloroprēna gumijas, pesticīdu, medikamentu un daudzu citu nepieciešamo un noderīgu produktu ražošanai. Pārējais tiek patērēts neorganisko hlorīdu sintēzei, celulozes un papīra rūpniecībā koksnes balināšanai un ūdens attīrīšanai. Metalurģijas rūpniecībā hlors tiek izmantots salīdzinoši nelielos daudzumos. Ar tās palīdzību tiek iegūti ļoti tīri metāli - titāns, alva, tantals, niobijs. Dedzinot ūdeņradi hlorā, iegūst hlorūdeņradi, un no tā iegūst sālsskābi. Hloru izmanto arī balinātāju (hipohlorītu, balinātāju) ražošanai un ūdens dezinfekcijai ar hlorēšanu.
Iļja Lensons
