Chlór pravdepodobne získavali alchymisti, no jeho objavenie a prvé výskumy sú nerozlučne spojené s menom slávneho švédskeho chemika Carla Wilhelma Scheeleho. Scheele objavil päť chemických prvkov - bárium a mangán (spolu s Johanom Hahnom), molybdén, volfrám, chlór a nezávisle od iných chemikov (aj keď neskôr) - ďalšie tri: kyslík, vodík a dusík. Tento úspech už nemohol zopakovať žiadny chemik. V tom istom čase bol Scheele, už zvolený za člena Kráľovskej švédskej akadémie vied, jednoduchým lekárnikom v Köpingu, hoci mohol zaujať čestnejšiu a prestížnejšiu funkciu. Sám Fridrich II. Veľký, pruský kráľ, mu ponúkol miesto profesora chémie na Berlínskej univerzite. Scheele odmietol takéto lákavé ponuky a povedal: „Nemôžem jesť viac, ako potrebujem, a to, čo zarobím tu v Köpingu, mi stačí na jedenie.“
Mnohé zlúčeniny chlóru boli, samozrejme, známe už dávno pred Scheelom. Tento prvok je súčasťou mnohých solí, vrátane tej najznámejšej – kuchynskej soli. V roku 1774 Scheele izoloval chlór vo voľnej forme zahrievaním čierneho minerálneho pyrolusitu s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou: MnO2 + 4HCl® Cl2 + MnCl2 + 2H20.
Chemici najprv považovali chlór nie za prvok, ale za chemickú zlúčeninu neznámeho prvku muria (z lat. muria – soľanka) s kyslíkom. Verilo sa, že kyselina chlorovodíková (nazývala sa kyselina muricová) obsahuje chemicky viazaný kyslík. „Svedčila“ o tom najmä nasledujúca skutočnosť: keď roztok chlóru stál na svetle, uvoľňoval sa z neho kyslík a v roztoku zostala kyselina chlorovodíková. Početné pokusy „vytrhnúť“ kyslík z chlóru však nikam neviedli. Nikomu sa teda nepodarilo dostať oxid uhličitý ohrievanie chlóru uhlím (ktoré pri vysokých teplotách „odoberá“ kyslík mnohým zlúčeninám, ktoré ho obsahujú). Výsledkom podobných experimentov, ktoré vykonali Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac a Louis Jacques Thenard, sa ukázalo, že chlór neobsahuje kyslík a je to jednoduchá látka. K rovnakému záveru viedli experimenty Gay-Lussaca, ktorý analyzoval kvantitatívny pomer plynov pri reakcii chlóru s vodíkom.
V roku 1811 Davy navrhol názov „chlór“ pre nový prvok – z gréčtiny. "chloros" - žltozelená. Presne taká je farba chlóru. Rovnaký koreň je v slove „chlorofyl“ (z gréckeho „chloros“ a „phyllon“ - list). O rok neskôr Gay-Lussac „skrátil“ názov na „chlór“. Ale Briti (a Američania) stále nazývajú tento prvok „chlór“, zatiaľ čo Francúzi ho nazývajú chlór. Skrátený názov prijali aj Nemci, „zákonodarcovia“ chémie takmer počas celého 19. storočia. (v nemčine je chlór chlór). V roku 1811 nemecký fyzik Johann Schweiger navrhol názov „halogén“ pre chlór (z gréckeho „hals“ – soľ a „gennao“ – rodiť). Následne bol tento termín priradený nielen chlóru, ale aj všetkým jeho analógom v siedmej skupine - fluóru, brómu, jódu, astatínu.
Zaujímavá je ukážka spaľovania vodíka v chlórovej atmosfére: niekedy počas experimentu nezvyčajné vedľajší účinok: Ozýva sa bzučanie. Plameň najčastejšie bzučí, keď sa tenká trubica, cez ktorú sa privádza vodík, spustí do kužeľovej nádoby naplnenej chlórom; to isté platí pre guľové banky, ale vo valcoch plameň zvyčajne nehučí. Tento jav sa nazýval „spievajúci plameň“.
Vo vodnom roztoku chlór čiastočne a dosť pomaly reaguje s vodou; pri 25 °C sa rovnováha: Cl2 + H20 HClO + HCl ustanoví do dvoch dní. Kyselina chlórna sa na svetle rozkladá: HClO ® HCl + O. Práve atómovému kyslíku sa pripisuje bieliaci účinok (absolútne suchý chlór túto schopnosť nemá).
Chlór vo svojich zlúčeninách môže vykazovať všetky oxidačné stavy – od –1 do +7. S kyslíkom tvorí chlór množstvo oxidov, všetky v čistej forme sú nestabilné a výbušné: Cl 2 O - žltooranžový plyn, ClO 2 - žltý plyn (pod 9,7 o C - jasnočervená kvapalina), chloristan Cl 2 O 4 (ClO –ClO 3, svetložltá kvapalina), Cl 2 O 6 (O 2 Cl–O–ClO 3, svetločervená kvapalina), Cl 2 O 7 – bezfarebná, veľmi výbušná kvapalina. Pri nízkych teplotách sa získali nestabilné oxidy Cl 2 O 3 a ClO 3. Oxid ClO 2 sa vyrába v priemyselnom meradle a používa sa namiesto chlóru na bielenie a dezinfekciu buničiny pitná voda a odpadových vôd. S inými halogénmi tvorí chlór množstvo takzvaných interhalogénových zlúčenín, napríklad ClF, ClF 3, ClF 5, BrCl, ICl, ICl 3.
Chlór a jeho zlúčeniny s kladným oxidačným stavom sú silné oxidačné činidlá. Nemecký chemik Leopold Gmelin získal v roku 1822 zo žltej krvnej soli oxidáciou chlórom červenú soľ: 2K 4 + Cl 2 ® K 3 + 2KCl. Chlór ľahko oxiduje bromidy a chloridy, pričom uvoľňuje bróm a jód vo voľnej forme.
Chlór v rôznych oxidačných stupňoch tvorí množstvo kyselín: HCl - chlorovodíková (chlorovodíková, soli - chloridy), HClO - chlórna (soli - chlornany), HClO 2 - chlórna (soli - chloritany), HClO 3 - chlórna (soli - chlorečnany) , HClO 4 – chlór (soli – chloristany). Z kyslíkatých kyselín je stabilná len kyselina chloristá v čistej forme. Zo solí kyslíkatých kyselín praktická aplikácia majú chlórnany, chloritan sodný NaClO 2 - na bielenie tkanín, na výrobu kompaktných pyrotechnických zdrojov kyslíka („kyslíkové sviečky“), chlorečnany draselné (soľ Bertolometa), vápnik a horčík (na ničenie škodcov poľnohospodárstvo, ako zložky pyrotechnických zloží a výbušnín, pri výrobe zápaliek), chloristany - zložky výbušnín a pyrotechnických zloží; Chloristan amónny je súčasťou pevných raketových palív.
Chlór reaguje s mnohými organickými zlúčeninami. Rýchlo sa viaže na nenasýtené zlúčeniny s dvojitými a trojitými väzbami uhlík-uhlík (reakcia s acetylénom prebieha explozívne) a na svetle na benzén. Za určitých podmienok môže chlór nahradiť atómy vodíka v organických zlúčeninách: R–H + Cl 2 ® RCl + HCl. Táto reakcia zohrala významnú úlohu v histórii organickej chémie. V štyridsiatych rokoch 19. storočia francúzsky chemik Jean Baptiste Dumas objavil, že keď chlór reaguje s kyselinou octovou, reakcia prebieha s úžasnou ľahkosťou.
CH3COOH + Cl2® CH2CICOOH + HCl. Pri prebytku chlóru vzniká kyselina trichlóroctová CCl 3 COOH. Mnohí chemici však boli k Dumasovej práci nedôverčiví. Podľa vtedy všeobecne akceptovanej teórie Berzeliusa totiž nemohli byť kladne nabité atómy vodíka nahradené záporne nabitými atómami chlóru. Tento názor v tom čase zastávali mnohí vynikajúci chemici, medzi ktorými boli Friedrich Wöhler, Justus Liebig a samozrejme aj samotný Berzelius.
Na posmech Dumasa odovzdal Wöhler svojmu priateľovi Liebigovi v mene istého S. Windlera (Schwindler - po nemecky podvodník) článok o novej úspešnej aplikácii reakcie, ktorú údajne objavil Dumas. Wöhler v článku so zjavným výsmechom písal o tom, ako v octane mangánu Mn(CH 3 COO) 2 bolo možné nahradiť všetky prvky podľa ich mocenstva chlórom, čím vznikla žltá kryštalická látka pozostávajúca len z chlóru. Ďalej sa hovorilo, že v Anglicku postupným nahrádzaním všetkých atómov v organických zlúčeninách atómami chlóru sa obyčajné látky premieňajú na chlórové a veci si zároveň zachovávajú svoju vzhľad. V poznámke pod čiarou bolo uvedené, že londýnske obchody predávali čilý obchod s materiálom pozostávajúcim iba zo samotného chlóru, pretože tento materiál bol veľmi dobrý na nočné čiapky a teplé spodky.
Reakcia chlóru s organickými zlúčeninami vedie k vzniku mnohých organochlórových produktov, medzi ktoré patria široko používané rozpúšťadlá metylénchlorid CH 2 Cl 2, chloroform CHCl 3, tetrachlórmetán CCl 4, trichlóretylén CHCl=CCl 2, tetrachlóretylén C 2 Cl 4 . V prítomnosti vlhkosti chlór odfarbuje zelené listy rastlín a mnohé farbivá. Toto sa používalo už v 18. storočí. na bielenie tkanín.
Chlór ako jedovatý plyn.
Scheele, ktorý dostal chlór, zaznamenal veľmi nepríjemný silný zápach, ťažkosti s dýchaním a kašľom. Ako sme neskôr zistili, človek cíti chlór aj keď jeden liter vzduchu obsahuje len 0,005 mg tohto plynu a zároveň už pôsobí dráždivo na dýchacie cesty, ničí bunky sliznice dýchacích ciest. traktu a pľúc. Koncentrácia 0,012 mg/l je ťažko tolerovateľná; ak koncentrácia chlóru prekročí 0,1 mg/l, stáva sa život ohrozujúcim: dýchanie sa zrýchľuje, stáva sa kŕčovitým a potom sa stáva čoraz zriedkavejším a po 5–25 minútach sa dýchanie zastaví. Maximálna prípustná koncentrácia v ovzduší priemyselných podnikov je 0,001 mg/l a vo vzduchu obytných oblastí - 0,00003 mg/l.
Petrohradský akademik Tovij Egorovič Lovitz pri opakovaní Scheeleho experimentu v roku 1790 náhodne vypustil do ovzdušia značné množstvo chlóru. Po vdýchnutí stratil vedomie a spadol, potom osem dní trpel ukrutnými bolesťami na hrudníku. Našťastie sa uzdravil. Slávny anglický chemik Davy takmer zomrel na otravu chlórom. Experimenty aj s malým množstvom chlóru sú nebezpečné, pretože môžu spôsobiť vážne poškodenie pľúc. Hovorí sa, že nemecký chemik Egon Wiberg začal jednu zo svojich prednášok o chlóre slovami: „Chlór je jedovatý plyn. Ak sa počas ďalšej demonštrácie otrávim, prosím, vezmite ma von čerstvý vzduch. Ale, bohužiaľ, prednáška bude musieť byť prerušená.“ Ak vypustíte do ovzdušia veľa chlóru, stane sa z toho skutočná katastrofa. To zažili anglo-francúzske vojská počas prvej svetovej vojny. Ráno 22. apríla 1915 sa nemecké velenie rozhodlo uskutočniť prvý plynový útok v dejinách vojny: keď vietor zafúkal smerom k nepriateľovi, na malom šesťkilometrovom úseku frontu pri belgickom meste Ypres. Súčasne sa otvorili ventily 5 730 valcov, z ktorých každý obsahoval 30 kg kvapalného chlóru. Do 5 minút sa vytvoril obrovský žltozelený mrak, ktorý sa pomaly vzďaľoval od nemeckých zákopov smerom k spojencom. Anglickí a francúzski vojaci boli úplne bezbranní. Plyn prenikol cez škáry do všetkých úkrytov, nebolo z neho úniku: veď plynová maska ešte nebola vynájdená. V dôsledku toho bolo otrávených 15 tisíc ľudí, z toho 5 tisíc na smrť. O mesiac neskôr, 31. mája, Nemci zopakovali plynový útok na východnom fronte – proti ruským jednotkám. Stalo sa tak v Poľsku pri meste Bolimova. Na 12 km fronte sa z 12 000 valcov uvoľnilo 264 ton zmesi chlóru a oveľa toxickejšieho fosgénu (chloridu kyseliny). kyselina uhličitá COCI2). Cárske velenie vedelo o tom, čo sa stalo v Ypres, a napriek tomu ruskí vojaci nemali prostriedky na obranu! V dôsledku plynového útoku dosiahli straty 9 146 ľudí, z toho len 108 v dôsledku puškového a delostreleckého ostreľovania, zvyšok bol otrávený. Zároveň takmer okamžite zomrelo 1 183 ľudí.
Čoskoro chemici ukázali, ako uniknúť z chlóru: musíte dýchať cez gázový obväz namočený v roztoku tiosíranu sodného (táto látka sa používa vo fotografii, často sa nazýva hyposulfit). Chlór veľmi rýchlo reaguje s roztokom tiosíranu a oxiduje ho:
Na2S203 + 4Cl2 + 5H20® 2H2S04 + 2NaCl + 6HCl. Samozrejme, kyselina sírová tiež nie je neškodná látka, ale jej zriedený vodný roztok je oveľa menej nebezpečný ako jedovatý chlór. Preto v tých rokoch mal tiosíran iný názov - „antichlór“, ale prvé tiosíranové plynové masky neboli príliš účinné.
V roku 1916 ruský chemik, budúci akademik Nikolaj Dmitrievič Zelinskij vynašiel skutočne účinnú plynovú masku, v ktorej boli toxické látky zadržiavané vrstvou aktívneho uhlia. Takéto uhlie s veľmi vyvinutým povrchom by mohlo zadržať podstatne viac chlóru ako gáza nasiaknutá hyposiričitanom. Našťastie „chlórové útoky“ zostali iba tragickou epizódou v histórii. Po svetovej vojne ostali chlóru len mierumilovné profesie.
Použitie chlóru.
Každý rok sa na celom svete vyprodukuje obrovské množstvo chlóru – desiatky miliónov ton. Len v USA do konca 20. storočia. Ročne sa elektrolýzou vyprodukovalo asi 12 miliónov ton chlóru (10. miesto medzi chemickou výrobou). Prevažná časť (až 50%) sa vynakladá na chloráciu organických zlúčenín - na výrobu rozpúšťadiel, syntetického kaučuku, polyvinylchloridu a iných plastov, chloroprénového kaučuku, pesticídov, lieky, mnoho ďalších potrebných a zdravé produkty. Zvyšok sa spotrebuje na syntézu anorganických chloridov, v celulózovom a papierenskom priemysle na bielenie drevnej buničiny a na čistenie vody. V hutníckom priemysle sa chlór používa v relatívne malých množstvách. S jeho pomocou sa získavajú veľmi čisté kovy - titán, cín, tantal, niób. Spaľovaním vodíka v chlóre sa získava chlorovodík a z neho kyselina chlorovodíková. Chlór sa používa aj na výrobu bieliacich prostriedkov (chlórnany, bielidlá) a dezinfekciu vody chlórovaním.
Iľja Leenson
· Izotopové zloženie · Fyzikálne a chemické vlastnosti · Chemické vlastnosti · Metódy prípravy · Skladovanie chlóru · Normy kvality chlóru · Aplikácia · Biologická úloha · Toxicita · Literatúra · Súvisiace články · Komentáre · Poznámky · Oficiálna stránka ·
Chlór sa používa v mnohých priemyselných odvetviach, vede a potrebách pre domácnosť:
Hlavnou zložkou bielidiel je voda Labarraco (chlórnan sodný)
- Pri výrobe polyvinylchloridu, plastových zmesí, syntetického kaučuku, z ktorých sa vyrábajú: izolácie pre drôty, okenné profily, obalových materiálov, odevy a obuv, linoleum a platne, laky, vybavenie a penové plasty, hračky, časti nástrojov, stavebné materiály. Polyvinylchlorid sa vyrába polymerizáciou vinylchloridu, ktorý sa dnes často získava z etylénu chlórovo vyváženou metódou cez medziprodukt 1,2-dichlóretán.
- Bieliace vlastnosti chlóru sú známe už dlho, napriek tomu, že „bieli“ nie samotný chlór, ale atómový kyslík, ktorý vzniká pri rozklade kyseliny chlórnej: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Tento spôsob bielenia látok, papiera a kartónu sa používa už niekoľko storočí.
- Výroba organochlórových insekticídov – látok, ktoré ničia hmyz škodlivý pre plodiny, ale sú bezpečné pre rastliny. Značná časť vyrobeného chlóru sa spotrebuje na výrobu prípravkov na ochranu rastlín. Jedným z najdôležitejších insekticídov je hexachlórcyklohexán (často nazývaný hexachlóran). Táto látka bola prvýkrát syntetizovaná už v roku 1825 Faradayom, ale praktické uplatnenie našla až o viac ako 100 rokov neskôr - v 30. rokoch dvadsiateho storočia.
- Používal sa ako bojová chemická látka a okrem toho na výrobu ďalších chemických bojových látok: horčičný plyn, fosgén.
- Na dezinfekciu vody - „chlórovanie“. Najbežnejší spôsob dezinfekcie pitnej vody; je založená na schopnosti voľného chlóru a jeho zlúčenín inhibovať enzýmové systémy mikroorganizmov, ktoré katalyzujú redoxné procesy. Na dezinfekciu pitnej vody sa používajú: chlór, oxid chloričitý, chlóramín a bielidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 stanovuje nasledovné limity (koridor) prípustného obsahu voľného zvyškového chlóru v pitnej vode centralizovaného zásobovania vodou 0,3 - 0,5 mg/l. Mnoho vedcov a dokonca aj politikov v Rusku kritizuje samotný koncept chlórovania voda z vodovodu. Alternatívou je ozonizácia. Materiály, z ktorých sú vyrobené vodovodné potrubia, interagujú odlišne s chlórovanou vodou z vodovodu. Voľný chlór v voda z vodovodu výrazne znižuje životnosť potrubí na báze polyolefínov: polyetylénové rúry rôzne druhy vrátane zosieťovaného polyetylénu, známeho ako PEX (PE-X). V USA na kontrolu vstupu potrubí vyrobených z polymérnych materiálov na použitie vo vodovodných systémoch s chlórovanou vodou boli nútení prijať 3 normy: ASTM F2023 vo vzťahu k potrubiam vyrobeným zo zosieťovaného polyetylénu (PEX) a horúceho chlórovaného voda, ASTM F2263 vo vzťahu k polyetylénové rúry všetku a chlórovanú vodu a ASTM F2330 pri aplikácii na viacvrstvové (kov-polymérové) potrubia a horúcu chlórovanú vodu. Pokiaľ ide o trvanlivosť pri interakcii s chlórovanou vodou, medené vodovodné potrubia vykazujú pozitívne výsledky.
- Registrovaný v potravinárskom priemysle ako potravinárska prídavná látka E925.
- Pri chemickej výrobe kyseliny chlorovodíkovej, bielidla, bertholletovej soli, chloridov kovov, jedov, liečiv, hnojív.
- V metalurgii na výrobu čistých kovov: titán, cín, tantal, niób.
- Ako indikátor slnečných neutrín v chlór-argónových detektoroch.
veľa rozvinuté krajiny snažiť sa obmedziť používanie chlóru v každodennom živote aj preto, že pri spaľovaní odpadu s obsahom chlóru vzniká značné množstvo dioxínov.
Chlór(z gréckeho χλωρ?ς - „zelený“) - prvok hlavnej podskupiny siedmej skupiny, tretej periódy periodickej tabuľky chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 17. Označuje sa symbolom Cl(lat. Chlorum). Chemicky aktívny nekov. Patrí do skupiny halogénov (pôvodne názov „halogén“ používal nemecký chemik Schweiger pre chlór [doslova „halogén" sa prekladá ako soľ), no neujal sa a následne sa stal bežným pre skupinu VII. prvkov vrátane chlóru).
Jednoduchá látka chlór (číslo CAS: 7782-50-5) at normálnych podmienkach- jedovatý plyn žltkastozelenej farby, štipľavého zápachu. Molekula chlóru je dvojatómová (vzorec Cl 2).
História objavu chlóru
Plynný bezvodý chlorovodík prvýkrát zozbieral J. Prisley v roku 1772. (nad tekutú ortuť). Chlór bol prvýkrát získaný v roku 1774 Scheele, ktorý opísal jeho uvoľňovanie počas interakcie pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou vo svojom pojednaní o pyrolusite:
4HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + 2 H20
Scheele si všimol zápach chlóru, podobný zápachu aqua regia, jeho schopnosť reagovať so zlatom a rumelkou a jeho bieliace vlastnosti.
Scheele však v súlade s teóriou flogistónu, ktorá bola v tom čase v chémii dominantná, navrhol, že chlór je deflogistizovaná kyselina chlorovodíková, to znamená oxid kyseliny chlorovodíkovej. Berthollet a Lavoisier navrhli, že chlór je oxid prvku Muria pokusy o jeho izoláciu však zostali neúspešné až do práce Davyho, ktorému sa podarilo rozložiť kuchynskú soľ na sodík a chlór elektrolýzou.
Distribúcia v prírode
V prírode sa nachádzajú dva izotopy chlóru: 35 Cl a 37 Cl. IN zemská kôra Najbežnejším halogénom je chlór. Chlór je veľmi aktívny - priamo sa spája s takmer všetkými prvkami periodickej tabuľky. Preto sa v prírode nachádza len vo forme zlúčenín v mineráloch: halit NaCl, sylvit KCl, sylvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H2O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Najväčší zásoby chlóru sú obsiahnuté v soliach vôd morí a oceánov (obsah v morská voda 19 g/l). Chlór predstavuje 0,025 %. celkový počet atómov zemskej kôry, Clarkeovo číslo chlóru je 0,017 % a ľudské telo obsahuje 0,25 % hmotn. iónov chlóru. V ľudskom a zvieracom tele sa chlór nachádza najmä v medzibunkových tekutinách (vrátane krvi) a hrách dôležitú úlohu pri regulácii osmotických procesov, ako aj pri procesoch spojených s prácou nervových buniek.
Fyzikálne a fyzikálno-chemické vlastnosti
Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn s dusivým zápachom. Niečo z toho fyzikálne vlastnosti sú uvedené v tabuľke.
Niektoré fyzikálne vlastnosti chlóru
| Nehnuteľnosť |
Význam |
|---|---|
| Farba (plyn) | Žlto-zelená |
| Bod varu | -34 °C |
| Teplota topenia | -100 °C |
| Teplota rozkladu (disociácie na atómy) |
~1400 °C |
| Hustota (plyn, n.s.) | 3,214 g/l |
| Elektrónová afinita atómu | 3,65 eV |
| Prvá ionizačná energia | 12,97 eV |
| Tepelná kapacita (298 K, plyn) | 34,94 (J/mol K) |
| Kritická teplota | 144 °C |
| Kritický tlak | 76 atm |
| Štandardná entalpia tvorby (298 K, plyn) | 0 (kJ/mol) |
| Štandardná entropia tvorby (298 K, plyn) | 222,9 (J/mol K) |
| Entalpia topenia | 6,406 (kJ/mol) |
| Entalpia varu | 20,41 (kJ/mol) |
| Energia homolytického štiepenia väzby X-X | 243 (kJ/mol) |
| Energia heterolytického štiepenia väzby X-X | 1150 (kJ/mol) |
| Ionizačná energia | 1255 (kJ/mol) |
| Energia elektrónovej afinity | 349 (kJ/mol) |
| Atómový polomer | 0,073 (nm) |
| Elektronegativita podľa Paulinga | 3,20 |
| Elektronegativita podľa Allred-Rochowa | 2,83 |
| Stabilné oxidačné stavy | -1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7 |
Plynný chlór pomerne ľahko skvapalňuje. Počnúc tlakom 0,8 MPa (8 atmosfér) bude chlór kvapalný už pri izbovej teplote. Po ochladení na -34 °C sa chlór stáva kvapalným aj pri normálnom atmosférickom tlaku. Kvapalný chlór je žltozelená kvapalina, ktorá je veľmi korozívna (kvôli vysokej koncentrácii molekúl). Zvýšením tlaku je možné dosiahnuť existenciu kvapalného chlóru až do teploty +144 °C (kritická teplota) pri kritickom tlaku 7,6 MPa.
Pri teplotách pod -101 °C kvapalný chlór kryštalizuje do ortorombickej mriežky s priestorovou grupou Cmca a parametre a=6,29 Á b=4,50 Á, c=8,21 Á. Pod 100 K sa ortorombická modifikácia kryštalického chlóru stáva tetragonálnou s priestorovou skupinou P4 2/cm a parametre mriežky a=8,56 Á a c=6,12 Á.
Rozpustnosť
Stupeň disociácie molekuly chlóru Cl 2 → 2Cl. Pri 1 000 K je to 2,07 × 10 −4 % a pri 2 500 K je to 0,909 %.
Hranica pre vnímanie zápachu vo vzduchu je 0,003 (mg/l).
Kvapalný chlór sa z hľadiska elektrickej vodivosti radí medzi najsilnejšie izolanty: vedie prúd takmer miliardu krát horšie ako destilovaná voda a 10 22 krát horšie ako striebro. Rýchlosť zvuku v chlóre je približne jedenapolkrát nižšia ako vo vzduchu.
Chemické vlastnosti
Štruktúra elektrónového obalu
Valenčná hladina atómu chlóru obsahuje 1 nespárovaný elektrón: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, takže valencia 1 pre atóm chlóru je veľmi stabilná. V dôsledku prítomnosti neobsadeného d-podúrovňového orbitálu v atóme chlóru môže atóm chlóru vykazovať iné valencie. Schéma vzniku excitovaných stavov atómu:
Známe sú aj zlúčeniny chlóru, v ktorých atóm chlóru formálne vykazuje valenciu 4 a 6, napríklad Cl02 a Cl206. Tieto zlúčeniny sú však radikály, čo znamená, že majú jeden nepárový elektrón.
Interakcia s kovmi
Chlór reaguje priamo s takmer všetkými kovmi (s niektorými iba v prítomnosti vlhkosti alebo pri zahrievaní):
Cl2 + 2Na → 2NaCl 3Cl2 + 2Sb → 2SbCl3 3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
Interakcia s nekovmi
S nekovmi (okrem uhlíka, dusíka, kyslíka a inertných plynov) tvorí zodpovedajúce chloridy.
Na svetle alebo pri zahriatí aktívne (niekedy až výbuchom) reaguje s vodíkom podľa radikálneho mechanizmu. Zmesi chlóru s vodíkom, ktoré obsahujú 5,8 až 88,3 % vodíka, po ožiarení explodujú za vzniku chlorovodíka. Zmes chlóru a vodíka v malých koncentráciách horí bezfarebným alebo žltozeleným plameňom. Maximálna teplota vodíkovo-chlórového plameňa 2200 °C:
Cl2 + H2 → 2HCl 5Cl2 + 2P → 2PCl5 2S + Cl2 → S2Cl2
S kyslíkom tvorí chlór oxidy, v ktorých má oxidačný stav od +1 do +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Majú štipľavý zápach, sú tepelne a fotochemicky nestabilné a sú náchylné na výbušný rozklad.
Pri reakcii s fluórom nevzniká chlorid, ale fluorid:
Cl2 + 3F2 (napr.) → 2ClF 3
Iné vlastnosti
Chlór vytláča bróm a jód z ich zlúčenín vodíkom a kovmi:
Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
Pri reakcii s oxidom uhoľnatým vzniká fosgén:
Cl2 + CO → COCl2
Po rozpustení vo vode alebo zásadách chlór dismutuje a vytvára chlór (a pri zahriatí chloristú) a chlorovodíkovú kyselinu alebo ich soli:
Cl 2 + H20 → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H20
Chloráciou suchého hydroxidu vápenatého vzniká bielidlo:
Cl2 + Ca(OH)2 -> CaCl(OCl) + H20
Vplyv chlóru na amoniak, chlorid dusitý možno získať:
4NH3 + 3CI2 -> NCI3 + 3NH4CI
Oxidačné vlastnosti chlóru
Chlór je veľmi silné oxidačné činidlo.
Cl2 + H2S -> 2HCl + S
Reakcie s organickými látkami
S nasýtenými zlúčeninami:
CH3-CH3 + Cl2 -> C2H5CI + HCl
Pripája sa k nenasýteným zlúčeninám prostredníctvom násobných väzieb:
CH2=CH2 + Cl2 -> Cl-CH2-CH2-Cl
Aromatické zlúčeniny nahradia atóm vodíka chlórom v prítomnosti katalyzátorov (napríklad AlCl3 alebo FeCl3):
C6H6 + Cl2 -> C6H5CI + HCl
Spôsoby získavania
Priemyselné metódy
Pôvodne bol priemyselný spôsob výroby chlóru založený na metóde Scheele, to znamená na reakcii pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou:
Mn02 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H20
V roku 1867 Deacon vyvinul metódu výroby chlóru katalytickou oxidáciou chlorovodíka vzdušným kyslíkom. Proces Deacon sa v súčasnosti používa na získanie chlóru z chlorovodíka, vedľajšieho produktu priemyselnej chlorácie organických zlúčenín.
4HCl + 02 -> 2H20 + 2Cl2
Dnes sa chlór vyrába v priemyselnom meradle spolu s hydroxidom sodným a vodíkom elektrolýzou roztoku kuchynskej soli:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anóda: 2Cl − — 2е − → Cl 2 0 Katóda: 2H 2 O + 2e − → H 2 + 2OH −
Pretože elektrolýza vody prebieha paralelne s elektrolýzou chloridu sodného, celkovú rovnicu možno vyjadriť takto:
1,80 NaCl + 0,50 H20 -> 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2
Používajú sa tri varianty elektrochemického spôsobu výroby chlóru. Dve z nich sú elektrolýza s pevnou katódou: diafragmová a membránová metóda, tretia je elektrolýza s kvapalnou ortuťovou katódou (metóda výroby ortuti). Spomedzi elektrochemických výrobných metód je najjednoduchšou a najpohodlnejšou metódou elektrolýza s ortuťovou katódou, ale táto metóda spôsobuje značné škody. životné prostredie v dôsledku vyparovania a úniku kovovej ortuti.
Membránová metóda s pevnou katódou
Dutina elektrolyzéra je rozdelená poréznou azbestovou prepážkou - membránou - na katódový a anódový priestor, kde je umiestnená katóda a anóda elektrolyzéra. Preto sa takýto elektrolyzér často nazýva diafragma a výrobnou metódou je membránová elektrolýza. Prúd nasýteného anolytu (roztok NaCl) nepretržite vstupuje do anódového priestoru membránového elektrolyzéra. V dôsledku elektrochemického procesu sa rozkladom halitu na anóde uvoľňuje chlór a rozkladom vody vodík na katóde. V tomto prípade je blízka katódová zóna obohatená hydroxidom sodným.
Membránová metóda s pevnou katódou
Membránová metóda je v podstate podobná diafragmovej metóde, ale anódový a katódový priestor sú oddelené katexovou polymérovou membránou. Metóda výroby membrány je efektívnejšia ako membránová metóda, ale je náročnejšia na použitie.
Ortuťová metóda s kvapalnou katódou
Proces sa uskutočňuje v elektrolytickom kúpeli, ktorý pozostáva z elektrolyzéra, rozkladača a ortuťového čerpadla, ktoré sú vzájomne prepojené komunikáciou. V elektrolytickom kúpeli ortuť cirkuluje pôsobením ortuťového čerpadla a prechádza cez elektrolyzér a rozkladač. Katódou elektrolyzéra je prúd ortuti. Anódy - grafitové alebo s nízkym opotrebením. Spolu s ortuťou cez elektrolyzér nepretržite preteká prúd anolytu, roztoku chloridu sodného. V dôsledku elektrochemického rozkladu chloridu vznikajú na anóde molekuly chlóru a na katóde sa uvoľnený sodík rozpúšťa v ortuti za vzniku amalgámu.
Laboratórne metódy
V laboratóriách sa na výrobu chlóru zvyčajne používajú procesy založené na oxidácii chlorovodíka silnými oxidačnými činidlami (napríklad oxid manganičitý, manganistan draselný, dvojchróman draselný):
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20 K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20
Skladovanie chlóru
Vyrobený chlór sa skladuje v špeciálnych „nádržiach“ alebo sa čerpá do vysokotlakových oceľových fliaš. Fľaše s kvapalným chlórom pod tlakom majú špeciálnu farbu - farbu močiara. Treba si uvedomiť, že pri dlhšom používaní chlórových fliaš sa v nich hromadí extrémne výbušný chlorid dusitý, a preto sa musia chlórové fľaše z času na čas rutinne umyť a vyčistiť od chloridu dusnatého.
Normy kvality chlóru
Podľa GOST 6718-93 „Kvapalný chlór. Špecifikácie» vyrábajú sa nasledujúce druhy chlóru
Aplikácia
Chlór sa používa v mnohých priemyselných odvetviach, vede a potrebách pre domácnosť:
- Pri výrobe polyvinylchloridu, plastových zmesí, syntetického kaučuku, z ktorého vyrábajú: izolácie drôtov, okenné profily, obalové materiály, odevy a obuv, linoleum a gramofónové platne, laky, zariadenia a penové plasty, hračky, časti prístrojov, stavebné materiály . Polyvinylchlorid sa vyrába polymerizáciou vinylchloridu, ktorý sa dnes najčastejšie vyrába z etylénu chlórovo vyváženou metódou cez medziprodukt 1,2-dichlóretán.
- Bieliace vlastnosti chlóru sú známe už dlho, hoci „bieli“ nie samotný chlór, ale atómový kyslík, ktorý vzniká pri rozklade kyseliny chlórnej: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O.. Tento spôsob bielenia látok, papiera, kartónu sa používa už niekoľko storočí.
- Výroba organochlórových insekticídov – látok, ktoré ničia hmyz škodlivý pre plodiny, ale sú bezpečné pre rastliny. Značná časť vyrobeného chlóru sa spotrebuje na výrobu prípravkov na ochranu rastlín. Jedným z najdôležitejších insekticídov je hexachlórcyklohexán (často nazývaný hexachlóran). Táto látka bola prvýkrát syntetizovaná už v roku 1825 Faradayom, ale praktické uplatnenie našla až o viac ako 100 rokov neskôr - v 30. rokoch dvadsiateho storočia.
- Používal sa ako chemická bojová látka, ako aj na výrobu iných chemických bojových látok: horčičný plyn, fosgén.
- Na dezinfekciu vody - „chlórovanie“. Najbežnejší spôsob dezinfekcie pitnej vody; je založená na schopnosti voľného chlóru a jeho zlúčenín inhibovať enzýmové systémy mikroorganizmov, ktoré katalyzujú redoxné procesy. Na dezinfekciu pitnej vody sa používajú: chlór, oxid chloričitý, chlóramín a bielidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 stanovuje nasledovné limity (koridor) prípustného obsahu voľného zvyškového chlóru v pitnej vode centralizovaného zásobovania vodou 0,3 - 0,5 mg/l. Množstvo vedcov a dokonca aj politikov v Rusku kritizuje samotný koncept chlórovania vody z vodovodu, ale nemôže ponúknuť alternatívu k dezinfekčnému účinku zlúčenín chlóru. Materiály, z ktorých sú vodovodné potrubia vyrobené, interagujú s chlórovanou vodou z vodovodu odlišne. Voľný chlór vo vode z vodovodu výrazne znižuje životnosť potrubí na báze polyolefínov: rôzne typy polyetylénových rúr, vrátane zosieťovaného polyetylénu, známeho aj ako PEX (PE-X). V USA na kontrolu vstupu potrubí vyrobených z polymérnych materiálov na použitie vo vodovodných systémoch s chlórovanou vodou boli nútení prijať 3 normy: ASTM F2023 vo vzťahu k potrubiam zo zosieťovaného polyetylénu (PEX) a horúcej chlórovanej vode, ASTM F2263 vo vzťahu k všetkým polyetylénovým rúram a chlórovanej vode a ASTM F2330 aplikovaným na viacvrstvové (kov-polymérové) rúry a horúcu chlórovanú vodu. Pokiaľ ide o trvanlivosť pri interakcii s chlórovanou vodou, medené vodovodné potrubia vykazujú pozitívne výsledky.
- Registrovaný v potravinárskom priemysle ako potravinárska prídavná látka E925.
- Pri chemickej výrobe kyseliny chlorovodíkovej, bielidla, bertholitovej soli, chloridov kovov, jedov, liekov, hnojív.
- V metalurgii na výrobu čistých kovov: titán, cín, tantal, niób.
- Ako indikátor slnečných neutrín v chlór-argónových detektoroch.
Mnohé rozvinuté krajiny sa snažia obmedziť používanie chlóru v každodennom živote, a to aj preto, že spaľovanie odpadu obsahujúceho chlór produkuje značné množstvo dioxínov.
Biologická úloha
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 prenikanie cez bunkovú membránu. To je presne to, čo vysvetľuje jeho spoločnú účasť so sodíkovými a draselnými iónmi na vytváraní konštantného osmotického tlaku a regulácii metabolizmu voda-soľ. Pod vplyvom GABA (neurotransmiter) majú ióny chlóru inhibičný účinok na neuróny tým, že znižujú akčný potenciál. V žalúdku vytvárajú ióny chlóru priaznivé prostredie pre pôsobenie proteolytických enzýmov žalúdočnej šťavy. Chloridové kanály sú prítomné v mnohých typoch buniek, mitochondriálnych membránach a kostrových svaloch. Tieto kanály vykonávajú dôležité funkcie pri regulácii objemu tekutiny, transepiteliálnom transporte iónov a stabilizácii membránových potenciálov a podieľajú sa na udržiavaní pH buniek. Chlór sa hromadí vo viscerálnom tkanive, koži a kostrových svaloch. Chlór sa vstrebáva najmä v hrubom čreve. Absorpcia a vylučovanie chlóru úzko súvisí s iónmi sodíka a hydrogénuhličitanmi, v menšej miere s mineralokortikoidmi a aktivitou Na + /K + -ATPázy. 10-15% všetkého chlóru sa akumuluje v bunkách, z toho 1/3 až 1/2 je v červených krvinkách. Asi 85 % chlóru sa nachádza v extracelulárnom priestore. Chlór sa z tela vylučuje najmä močom (90 – 95 %), stolicou (4 – 8 %) a kožou (do 2 %). Vylučovanie chlóru je spojené s iónmi sodíka a draslíka a recipročne s HCO 3 − (acidobázická rovnováha).
Človek skonzumuje 5-10 g NaCl denne. Minimálna ľudská potreba chlóru je asi 800 mg denne. Dieťa dostáva potrebné množstvo chlóru cez materské mlieko, ktoré obsahuje 11 mmol/l chlóru. NaCl je potrebný na tvorbu kyseliny chlorovodíkovej v žalúdku, ktorá podporuje trávenie a ničí patogénne baktérie. V súčasnosti nie je dobre preskúmaný podiel chlóru na výskyte niektorých chorôb u ľudí, a to najmä z dôvodu malého počtu štúdií. Stačí povedať, že ani odporúčania o dennom príjme chlóru neboli vypracované. Ľudské svalové tkanivo obsahuje 0,20-0,52% chlóru, kostné tkanivo - 0,09%; v krvi - 2,89 g / l. Telo priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) obsahuje 95 g chlóru. Každý deň človek prijme z potravy 3-6 g chlóru, čo viac ako pokrýva potrebu tohto prvku.
Ióny chlóru sú pre rastliny životne dôležité. Chlór sa podieľa na energetickom metabolizme v rastlinách, pričom aktivuje oxidačnú fosforyláciu. Je nevyhnutný pre tvorbu kyslíka pri fotosyntéze izolovanými chloroplastmi a stimuluje pomocné procesy fotosyntézy, predovšetkým tie, ktoré sú spojené s akumuláciou energie. Chlór má pozitívny vplyv na vstrebávanie kyslíka, draslíka, vápnika a zlúčenín horčíka koreňmi. Nadmerná koncentrácia iónov chlóru v rastlinách môže mať aj negatívnu stránku, napríklad znižuje obsah chlorofylu, znižuje aktivitu fotosyntézy a spomaľuje rast a vývoj rastlín.
Existujú však rastliny, ktoré sa v procese evolúcie buď prispôsobili slanosti pôdy, alebo v boji o priestor obsadili prázdne slané močiare, kde neexistuje konkurencia. Rastliny rastúce na slaných pôdach sa nazývajú halofyty; počas vegetačného obdobia akumulujú chloridy a potom sa zbavujú prebytku opadom listov alebo uvoľňujú chloridy na povrch listov a konárov a získavajú dvojitý úžitok zatienením povrchov pred slnečným žiarením.
Z mikroorganizmov sú známe aj halofily - halobaktérie, ktoré žijú vo vysoko slaných vodách alebo pôdach.
Vlastnosti prevádzky a bezpečnostné opatrenia
Chlór je toxický, dusivý plyn, ktorý, ak sa dostane do pľúc, spôsobí popáleniny pľúcneho tkaniva a udusenie. Pôsobí dráždivo na dýchacie cesty v koncentrácii vo vzduchu asi 0,006 mg/l (t.j. dvojnásobok prahu pre vnímanie zápachu chlóru). Chlór bol jedným z prvých chemických prostriedkov, ktoré Nemecko použilo počas prvej svetovej vojny. svetovej vojne. Pri práci s chlórom by ste mali používať ochranný odev, plynovú masku a rukavice. Zapnuté krátky čas Dýchacie orgány pred vniknutím chlóru ochránite látkovým obväzom navlhčeným v roztoku siričitanu sodného Na 2 SO 3 alebo tiosíranu sodného Na 2 S 2 O 3 .
Maximálne prípustné koncentrácie chlóru v atmosférickom vzduchu sú nasledovné: priemerná denná - 0,03 mg/m³; maximálna jednotlivá dávka - 0,1 mg/m³; v pracovných oblastiach priemyselný podnik— 1 mg/m³.
| sa nachádzajú v morskej vode, ale v takom malom množstve, že ich priama izolácia z vody je veľmi náročná. Existujú však niektoré riasy, ktoré akumulujú jód vo svojich tkanivách, ako napríklad kelp. Popol z týchto rias slúži ako surovina na výrobu jódu. Významné množstvo jódu (od 10 do 50 mg/l.) je obsiahnuté v podzemných vrtných vodách. Obsah jódu v zemskej kôre je 4*10-6% atómov. Menšie ložiská jódových solí – KIO 3 a KIO 4 – sú v Čile a Bolívii. | Celková hmotnosť | astata | na zemeguli podľa odhadov nepresahuje 30 g Tabuľka. Elektrónová štruktúra a niektoré vlastnosti atómov a molekúl halogénov | Symbol prvku | F |
| Cl | |||||
| Br | ja | O | Sériové číslo | Štruktúra vonkajšej elektronickej vrstvy | 2s 2 2p 5 |
| 3s 2 3p 5 | 4,0 | 3,0 | 2,8 | 2,5 | ~2,2 |
| 4s 2 4p 5 | 0,064 | 0,099 | 0,114 | 0,133 | – |
| 5s 2 5p 5 | -1 | -1, +1, +3, +5, +7 | – | ||
| 6s 2 6p 5 | Relatívna elektronegativita (RE) | Atómový polomer, nm | Oxidačné stavy | Fyzický stav | Bledozelená plynu |
| Zeleno-žltá. plynu | -219 | -101 | -8 | ||
| Hnedá kvapalina | -183 | -34 | |||
| Tmavo fialová kryštály | 1,51 | 1,57 | 3,14 | 4,93 | – |
| Čierne kryštály | t°pl. (°С) | teplota varu (°C) | 3,5 | 0,02 | – |
ρ (g/cm3)
Rozpustnosť vo vode (g/100 g vody)
reaguje s vodou
(Chlorum; z gréčtiny - žltozelený), Cl - chemický. prvok skupiny VII periodickej sústavy prvkov; pri. n. 17, o. m 35,453. Žltozelený plyn so štipľavým zápachom. V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy - 1, + 1, +3, + 5 a + 7. Najstabilnejšie zlúčeniny sú X. s extrémnymi oxidačnými stavmi: - 1 a + 7. Prírodné X. pozostáva z izotopov 35Cl (75,53 % a 37 ul (24,47 %). Existuje sedem známych rádioaktívnych izotopov s hmotnostnými číslami 32-40 a dva izoméry; najdlhší izotop 36Cl s polčasom rozpadu 3,08 x 10 5 rokov (beta rozpad, záchyt elektrónov). X. objavil v roku 1774 Švéd, chemik K. Scheele a v roku 1810 ho izolovali Angličania. chemik G. Davy.
Obsah chlóru v zemskej kôre je 4,5 x 10-2%. Je tam ch. arr. v morskej vode (do 2% chloridov), vo forme usadenín kamennej soli NaCl, sylvitu, karnallitu, bischofitu MgCl2x6H20 a kainitu KMg 3H20. Základné fyzické konštanty elementárneho X. teplota topenia -101,6 °C; teplota varu - 34,6 ° C; hustota kvapaliny X. (pri teplote varu) 1,56 g/cm3; teplo topenia 1,62 kcal/mol; výparné teplo (pri bode varu) 4,42 kcal/mol. X. sa priamo kombinuje s väčšinou nekovov (okrem uhlíka)
Závislosť napätia pri vzniku a šírení krehkého lomu od teploty, charakterizujúca odolnosť konštrukčných ocelí za studena podľa kritických teplôt: 1 - medza klzu; 2 - výskyt zničenia; h - šírenie ničenia; t > t1 - oblasť tvárnej deštrukcie; t2< t < t1, - область квазихрупких разрушений; t < t2-область хрупких разрушений. да, азота и кислорода)и с подавляющим большинством металлов.
Niekedy chlór reaguje s kovmi za prítomnosti stôp vlhkosti. Suchý chlór neinteraguje so železom, čo umožňuje jeho skladovanie v oceľových fľašiach. Nad teplotou 540°C vo vzťahu k X nie je odolný ani jeden kov (pri tejto teplote, najodolnejšej voči plynnému X, začínajú korodovať zliatiny s vysokým obsahom niklu ako napríklad Inconel). Rozpustný vo vode (2 objemy na 1 objem vody pri teplote 25 °C), čiastočne hydrolyzuje za vzniku roztoku chlórnej a kyseliny chlorovodíkovej. Zo zlúčenín X. s nekovmi je najdôležitejší chlorid HCl, ktorý vzniká priamou interakciou (na svetle) chlóru s vodíkom alebo vplyvom silných minerálov, kyselín (napríklad H2SO4) na kov. zlúčeniny s chlórom (napríklad NaCl) a je tiež vedľajším produktom pri získaní množného čísla. organochlórové zlúčeniny. Chlorid je bezfarebný plyn, v suchom stave neinteraguje s väčšinou kovov a ich oxidov. Veľmi dobre sa rozpúšťa vo vode (426 objemov HCl v 1 objeme vody pri teplote 25°C), pričom vzniká kyselina chlorovodíková.
Kyselina chlorovodíková, ktorá je veľmi silná, interaguje so všetkými elektronegatívnymi kovmi (stojí v elektrochemickej sérii napätia nad vodíkom). V nevodných roztokoch chlorovodíka (napríklad v acetonitrile) môžu korodovať aj určité elektropozitívne látky (napríklad ). Chlór neinteraguje priamo s kyslíkom. Nepriamo možno získať Cl20, ClO2, Cl206 a Cl207, ktoré zodpovedajú kyselinám HClO - chlórna (soli - chlórnany), HClO2 - chlorid (soli -), HClO3 - chlórna (soli - chlorečnany) a HClO4 - chloristá (soli - chloristany - ). Chlórne a chloridové zlúčeniny sú nestabilné a existujú iba v zriedených vodných roztokoch. Všetky chlóry sú silné oxidačné činidlá.
Oxidačný schopnosť robiť a ich soli sa znižujú a ich sila sa zvyšuje z chlórnej na chlór. Najčastejšie používané oxidačné činidlá sú chloritan vápenatý Ca(OCl)2, bertholitová soľ KClO3 a bielidlo Ca2OCl2 - podvojná soľ kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej. Chlór sa spája s inými halogénmi za vzniku interhalogénových zlúčenín: ClF, ClF3, BrCl, IСl a IC3. Podľa chémie Sväté zlúčeniny prvkov s chlórom () sa delia na soľné, kyslé chloridy a neslané neutrálne. K chloridom podobným soli patria zlúčeniny s chlórom kovov I, II a IIIa podskupín periodického systému prvkov, ako aj zlúčeniny s X. kovmi iných skupín v nižších oxidačných stavoch. Väčšina chloridov podobných soliam sa topí pri vysoké prsia a sú až na niekoľko výnimiek (napr. AgCl) vysoko rozpustné vo vode.
Látky podobné soliam v roztavenom stave relatívne dobre vedú prúd (ich vodivosť pri teplote 800 °C je LiCl - 2,17; NaCl - 3,57; KCl - 2,20 ohm -1 cb -1). Medzi chloridy kyselín patria chloridy nekovov (napríklad bór, kremík, fosfor) a chloridy kovov podskupiny IIIb a skupín IV-VIII periodického systému v vyššie stupne oxidácia. Chloridy kyselín pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúcu kyselinu a uvoľňujú chlorid. Neutrálnym chloridom, ktorý nie je soľný, je napríklad tetrachlorid CCl4. Základné prom. spôsob získavania X.-roztokov NaCl alebo HCl (grafitové alebo titánové anódy). Chlór je veľmi toxický, maximálny prípustný obsah voľného X. vo vzduchu je 0,001 mg/l. Chlór je z halogénov prakticky najdôležitejší; používa sa na bielenie látok a papiera, dezinfekciu pitnej vody, na výrobu kyseliny chlorovodíkovej, v organickej syntéze, pri výrobe a čistení mnohých kovov metódami chlórovej metalurgie. Chlornany sa používajú aj ako bieliace a dezinfekčné prostriedky, v pyrotechnike a výrobe zápaliek, chloristany sa používajú ako zložka tuhých raketových palív.
Chlór je
Plynný chlór má žltozelenú farbu. Je jedovatý, má ostrý, dusivý, nepríjemný zápach. Chlór je ťažší ako vzduch a relatívne dobre sa rozpúšťa vo vode (na 1 objem vody, 2 objemy chlóru), pričom vzniká chlórová voda; Cl 2 aqi sa mení na kvapalinu pri teplote -34 °C a tvrdne pri teplote -101 °C. Hustota 1,568 g/cm³
Cl - ako látka sa používal počas prvej svetovej vojny ako bojová chemická látka, pretože je ťažší ako vzduch a dobre sa drží nad povrchom zeme. Maximálna prípustná koncentrácia voľného chlóru vo vzduchu je 0,001 mg/l.
Chronická otrava chlórom spôsobuje zmeny pleti, ochorenia pľúc a priedušiek. V prípade otravy chlórom by sa ako protijed mala použiť zmes alkoholových pár s éterom alebo vodná para zmiešaná s amoniakom.
Chlór v malom množstve dokáže liečiť choroby horných dýchacích ciest, pretože má škodlivý vplyv na baktérie. Vďaka svojmu dezinfekčnému účinku sa chlór používa na dezinfekciu vodíkovej vody.
Ako soli sú životne dôležitými prvkami. Chlór vo forme kuchynskej soli sa neustále používa v potravinách a je tiež súčasťou zelené rastliny- chlorofyl.
K interakcii chlóru s vodíkom dochádza explozívne iba vo svetle:
Cl2 + H2 = 2 HCl
2Na + Cl2 = 2NaCl
Toto je základ pre zvýšenie percenta ušľachtilých kovov v zliatinách nízkej kvality, preto sa preddrvený materiál zahrieva v prítomnosti voľne prechádzajúceho chlóru.
Ak kovy môžu mať rôzne oxidačné stavy, pri reakcii s chlórom vykazujú najvyššie:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Cu + Cl2 = CuCl2
Interakcia chlóru s komplexnými látkami
Pri interakcii chlóru s komplexnými látkami sa správa ako napríklad pri interakcii s vodou. Najprv sa halogén rozpustí vo vode za vzniku chlórovej vody (Claq) a potom postupne začína reakcia medzi vodou a chlórom:
Cl2 + H20 = 2 HCl + [O]
Táto reakcia však neprebieha okamžite k tvorbe konečných produktov. V prvej fáze procesu vznikajú dve kyseliny - chlorovodíková HCl a chlórna (táto zmes kyselín sa rozpustí)
Cl2 + H20 = HCl + HClO
Kyselina chlórna sa potom rozkladá:
HClO = HCl + [O]
Atómová formáciakyslík do značnej miery vysvetľuje oxidačný účinok chlóru. Organické farbivá vložené do chlórovej vody sa zafarbia. Testovanie lakmusu nezískava svoju charakteristickú farbu v kyseline, ale úplne ju stráca. Vysvetľuje sa to prítomnosťou atómového kyslíka, ktorý má na lakmus oxidačný účinok.
Halogény tiež reagujú s organickými látkami
Ak vložíte kus papiera namočený v terpentíne (organická látka pozostávajúca z vodíka a uhlíka) do chlórovej atmosféry, všimnete si uvoľnenie veľkého množstva sadzí a zápach chlorovodíka, niekedy reakcia prebieha zapálením. Vysvetľuje to skutočnosť, že chlór sa vytláča zo zlúčenín vodíkom a vytvára chlorovodík a uvoľňuje sa vo forme sadzí vo voľnom stave. To je dôvod, prečo sa nepoužívajú gumové výrobky.