Kokios nemetalų grupės atstovas yra chloras? Chloro dujos, fizinės chloro savybės, cheminės chloro savybės. Diafragmos metodas su kietuoju katodu

APIBRĖŽIMAS

Chloras- Periodinės cheminių elementų sistemos III periodo VII grupės cheminis elementas D.I. Mendelejevas. Nemetaliniai.

Nurodo elementus - p -šeima. Halogenas. Serijos numeris yra 17. Išorinio elektroninio nivelyro struktūra yra 3s 2 3 p 5. Santykinė atominė masė – 35,5 a.m.u. Chloro molekulė yra dviatomė – Cl2.

Cheminės chloro savybės

Chloras reaguoja su paprastais metalais:

Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (t);

Cl 2 + 2Fe \u003d 2FeCl 3;

Cl 2 + 2Na = 2NaCl.

Chloras sąveikauja su paprastomis nemetalinėmis medžiagomis. Taigi, sąveikaujant su fosforu ir siera, susidaro atitinkami chloridai, su fluoru - fluoridais, su vandeniliu - vandenilio chloridu, su deguonimi - oksidais ir kt.:

5Cl2 + 2P = 2HCl 5;

Cl 2 + 2S \u003d SCl 2;

Cl 2 + H 2 \u003d 2HCl;

Cl 2 + F 2 \u003d 2ClF.

Chloras gali išstumti bromą ir jodą iš jų junginių su vandeniliu ir metalais:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl;

Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl.

Chloras gali ištirpti vandenyje ir šarmuose, tuo tarpu vyksta chloro disproporcijos reakcijos, o reakcijos produktų sudėtis priklauso nuo jos įgyvendinimo sąlygų:

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O;

3Cl 2 + 6NaOH \u003d 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

Chloras sąveikauja su druskos nesudarončiu oksidu – CO, kad susidarytų medžiaga trivialia pavadinimu – fosgenas, o su amoniaku – susidaro amonio trichloridas:

Cl 2 + CO \u003d COCl 2;

3 Cl 2 + 4NH 3 \u003d NCl 3 + 3NH 4 Cl.

Reakcijų metu chloras pasižymi oksiduojančiojo agento savybėmis:

Cl 2 + H 2 S \u003d 2HCl + S.

Chloras sąveikauja su alkanų, alkenų ir arenų klasės organinėmis medžiagomis:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 = CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (sąlyga – UV spinduliuotė);

CH2 \u003d CH2 + Cl2 \u003d CH2 (Cl) -CH2-Cl;

C 6 H 6 + Cl 2 \u003d C 6 H 5 -Cl + HCl (kat \u003d FeCl 3, AlCl 3);

C 6 H 6 + 6Cl 2 \u003d C 6 H 6 Cl 6 + 6HCl (būklė – UV spinduliuotė).

Fizinės chloro savybės

Chloras yra geltonai žalios dujos. Termiškai stabilus. Kai atšaldytas vanduo prisotinamas chloro, susidaro kietas klaratas. Jis gerai tirpsta vandenyje, smarkiai dismutuojasi („chloro vanduo“). Tirpsta anglies tetrachloride, skystame SiCl 4 ir TiCl 4 . Jis blogai tirpsta prisotintame natrio chlorido tirpale. Nereaguoja su deguonimi. Stiprus oksidatorius. Virimo temperatūra - -34,1C, lydymosi temperatūra -101,03C.

Gaunasi chloro

Anksčiau chloras buvo gautas Scheele metodu (mangano (VI) oksido reakcija su druskos rūgštimi) arba Deacon metodu (vandenilio chlorido ir deguonies sąveikos reakcija):

MnO2 + 4HCl \u003d MnCl2 + Cl2 + 2H2O;

4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2 Cl 2.

Mūsų laikais chlorui gauti naudojamos šios reakcijos:

NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl 2 + H 2 O;

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

2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + Cl 2 + H 2 (sąlyga – elektrolizė).

Chloro panaudojimas

Chloras plačiai pritaikytas įvairiose pramonės šakose, nes naudojamas polimerinių medžiagų (polivinilchlorido), baliklių, organinių chloro insekticidų (heksachlorano), cheminių kovinių medžiagų (fosgeno) gamyboje, vandens dezinfekcijai, maisto pramonėje, metalurgijoje. ir kt.

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

2 PAVYZDYS

Užduotis	Koks tūris, masė ir kiekis chlorinės medžiagos išsiskirs (n.o.) sąveikaujant 17,4 g mangano (IV) oksido su druskos rūgštimi, paėmus perteklius?
Sprendimas	Parašykime mangano (IV) oksido sąveikos su druskos rūgštimi reakcijos lygtį: 4HCl + MnO 2 \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Mangano (IV) oksido ir chloro molinės masės, apskaičiuotos naudojant D.I. cheminių elementų lentelę. Mendelejevas – atitinkamai 87 ir 71 g/mol. Apskaičiuokite mangano (IV) oksido medžiagos kiekį: n(MnO2) = m(MnO2)/M(MnO2); n (MnO 2) \u003d 17,4 / 87 \u003d 0,2 mol. Pagal reakcijos lygtį n (MnO 2): n (Cl 2) \u003d 1: 1, todėl n (Cl 2) \u003d n (MnO 2) \u003d 0,2 mol. Tada chloro masė ir tūris bus lygūs: m(Cl 2) \u003d 0,2 × 71 \u003d 14,2 g; V (Cl 2) \u003d n (Cl 2) × V m \u003d 0,2 × 22,4 \u003d 4,48 l.
Atsakymas	Chloro medžiagos kiekis 0,2 mol, masė 14,2 g, tūris 4,48 l.

Chloras- Periodinės sistemos 3 periodo ir VII A grupės elementas, eilės numeris 17. Atomo elektroninė formulė [ 10 Ne ] 3s 2 Зр 5, būdingos oksidacijos laipsniai 0, -1, + 1, +5 ir +7. Stabiliausia būsena yra Cl -1 . Chloro oksidacijos būsenos skalė:

7 - Cl 2 O 7, ClO 4 -, HClO 4, KClO 4

5 - ClO 3 -, HClO 3, KClO 3

1 - Cl 2 O , ClO - , HClO , NaClO , Ca(ClO) 2

- 1 - Cl - , HCl , KCl , PCl 5

Chloras turi didelį elektronegatyvumą (2,83) ir pasižymi nemetalinėmis savybėmis. Jis yra daugelio medžiagų – oksidų, rūgščių, druskų, dvejetainių junginių – dalis.

Gamtoje - dvyliktoji pagal cheminę gausą elementas (penktas tarp nemetalų). Jis atsiranda tik chemiškai surištoje formoje. Trečias elementas pagal kiekį natūraliuose vandenyse (po O ir H), ypač daug chloro jūros vandenyje (iki 2 % masės). Svarbus elementas visiems organizmams.

Chloras C1 2. Paprasta medžiaga. Žaliai geltonos dujos, turinčios aštrų kvapą. Cl 2 molekulė yra nepolinė, turi C1-C1 σ-jungtį. Termiškai stabilus, nedegus ore; mišinys su vandeniliu sprogsta šviesoje (vandenilis dega chlore):

Cl2 +H2⇌HCl

Jis gerai tirpsta vandenyje, jame dismutuojasi 50% ir visiškai - šarminiame tirpale:

Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I

Cl 2 + 2NaOH (šaltas) = ​​NaClO + NaCl + H 2 O

3Cl 2 + 6NaOH (gor) \u003d NaClO 3 + 5NaCl + H 2 O

Chloro tirpalas vandenyje vadinamas chloro vanduo, šviesoje HClO rūgštis skyla į HCl ir atominį deguonį O 0, todėl „chloro vandenį“ reikia laikyti tamsiame butelyje. HClO rūgšties buvimas „chloro vandenyje“ ir atominio deguonies susidarymas paaiškina stiprias jo oksidacines savybes: pavyzdžiui, daugelis dažiklių šlapiame chlore tampa bespalviai.

Chloras yra labai stiprus metalų ir nemetalų oksidatorius:

Cl 2 + 2Na = 2NaCl 2

ЗСl 2 + 2Fe → 2FeСl 3 (200 °С)

Cl 2 + Se \u003d SeCl 4

Cl 2 + Pb → PbCl 2 (300°NUO)

5Cl 2 +2P → 2PCl 5 (90 °C)

2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °С)

Reakcijos su kitų halogenų junginiais:

a) Cl 2 + 2KVg (P) = 2KSl + Br 2 (verda)

b) Сl 2 (sav.) + 2КI (р) = 2КCl + I 2 ↓

ZCl (pvz.) + 3H 2 O + KI \u003d 6HCl + KIO 3 (80 °C)

Kokybinė reakcija- CL 2 trūkumo sąveika su KI (žr. aukščiau) ir jodo aptikimas dažant mėlyna spalva, įpylus krakmolo tirpalo.

Kvitas chloro viduje industrija:

2NаСl (lydymas) → 2Nа + Сl 2 (elektrolizė)

2NaCl+ 2Н 2 O→Н 2 + Cl 2+ 2NAOH (elektrolizė)

ir į laboratorijos:

4HCl (konc.) + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

(panašiai, kai dalyvauja kiti oksidatoriai; daugiau informacijos rasite HCl ir NaCl reakcijose).

Chloras yra pagrindinės chemijos gamybos produktas, naudojamas bromui ir jodui, chloridams ir deguonies turintiems dariniams gaminti, popieriui balinti, kaip geriamojo vandens dezinfekavimo priemonė. nuodingas.

Vandenilio chloridas HC l . Anoksinė rūgštis. Bespalvės aštraus kvapo dujos, sunkesnės už orą. Molekulėje yra kovalentinė σ-jungtis H - Cl. Termiškai stabilus. Labai gerai ištirpinkime vandenyje; vadinami skiesti tirpalai vandenilio chlorido rūgštis ir rūkantis koncentruotas tirpalas (35-38%) - vandenilio chlorido rūgštis(pavadinimą davė alchemikai). Stipri rūgštis tirpale, neutralizuota šarmais ir amoniako hidratu. Stiprus reduktorius koncentruotame tirpale (dėl Cl - I), silpnas oksidatorius praskiestame tirpale (dėl H I). Neatsiejama „karališkos degtinės“ dalis.

Kokybinė reakcija į Cl joną yra baltų AgCl ir Hg 2 Cl 2 nuosėdų susidarymas, kurios, veikiant praskiesta azoto rūgštimi, neperkeliamos į tirpalą.

Vandenilio chloridas naudojamas kaip žaliava gaminant chloridus, organinius chloro produktus, naudojamas (tirpalo pavidalu) metalų ėsdinimui, mineralų ir rūdų skaidymui. Svarbiausių reakcijų lygtys:

HCl (ikiet.) + NaOH (skied.) \u003d NaCl + H 2 O

Hcl (razb.) + NH 3 H 2 O \u003d NH 4 Cl + H 2 O

4HCl (konc., horizontas) + MO 2 \u003d MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (konc., horizontas) + 2KMnO 4 (t) \u003d 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

14HCl (konc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) \u003d 2СrCl 3 + ZCl 2 + 7H 2 O + 2KSl

6HCl (konc.) + KClO 3 (T) \u003d KCl + ZCl 2 + 3H 2 O (50-80 °С)

4HCl (konc.) + Ca (ClO) 2 (t) \u003d CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O

2HCl (razb.) + M \u003d MCl 2 + H 2 (M = Re, 2p)

2HCl (razb.) + MSO 3 \u003d MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Ca, Va)

Hcl (razb.) + AgNO 3 \u003d HNO 3 + AgCl ↓

Hcl gavimas pramonėje - H 2 deginimas Cl 2 (žr.), laboratorijoje - išstūmimas iš chloridų sieros rūgštimi:

NaCl (t) + H 2 SO4 (konc.) = NaHSO 4 + NSl(50 °C)

2NaCl (t) + H 2 SO 4 (konc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 °С)

chloridai

Natrio chloridas Na Cl . Anoksinė druska. buities vardas druskos. Baltas, šiek tiek higroskopiškas. Tirpsta ir verda nesuirdamas. Vidutiniškai tirpsta vandenyje, tirpumas šiek tiek priklauso nuo temperatūros, tirpalas turi būdingą sūrų skonį. Nevyksta hidrolizės. Silpnas reduktorius. Dalyvauja jonų mainų reakcijose. Jis yra elektrolizuojamas lydalo ir tirpalo pavidalu.

Iš jo gaminamas vandenilis, natris ir chloras, soda, kaustinė soda ir vandenilio chloridas, kaip aušinimo mišinių komponentas, maisto produktas ir konservantas.

Gamtoje – pagrindinė akmens druskos telkinių dalis, arba halitas, Ir silvinitas(kartu su KCl), druskingų ežerų sūrymais, jūros vandens mineralinėmis priemaišomis (NaCl kiekis = 2,7%). Pramonėje jis gaunamas išgarinant natūralius sūrymus.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

2NaCl (t) + 2H 2 SO 4 (konc.) + MnO 2 (t) \u003d Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)

10NaCl (t) + 8H 2 SO 4 (konc.) + 2KMnO 4 (t) \u003d 5Cl 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100°C)

6NaCl (T) + 7H 2 SO 4 (konc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) \u003d 3Cl 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + ZNa 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100 °C)

2NaCl (t) + 4H 2 SO 4 (konc.) + PbO 2 (t) \u003d Cl 2 + Pb (HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50 °C)

NaCl (razb.) + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl ↓

NaCl (l) → 2Na + Cl 2 (850°С, elektrolizė)

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH (elektrolizė)

2NaCl (p, 20%) → Cl 2+ 2 Na (Hg) "amalgama"(elektrolizė, įjungtahg- katodas)

Kalio chloridas KCl . Anoksinė druska. Balta, nehigroskopinė. Tirpsta ir verda nesuirdamas. Blogai tirpsta vandenyje, tirpalas kartaus skonio, nehidrolizės. Dalyvauja jonų mainų reakcijose. Jis naudojamas kaip kalio trąšos K, KOH ir Cl 2 gauti. Gamtoje pagrindinis nuosėdų komponentas (kartu su NaCl). silvinitas.

Svarbiausių reakcijų lygtys yra tokios pačios kaip ir NaCl.

Kalcio chloridas CaCl 2 . Anoksinė druska. Baltas, tirpsta nesuirdamas. Išsisklinda ore dėl intensyvaus drėgmės sugėrimo. Sudaro kristalinį CaCl 2 6H 2 O, kurio dehidratacijos temperatūra yra 260 °C. Gerai ištirpinkime vandenyje, hidrolizės nevyksta. Dalyvauja jonų mainų reakcijose. Jis naudojamas dujoms ir skysčiams džiovinti, aušinimo mišiniams ruošti. Natūralių vandenų sudedamoji dalis, neatsiejama jų „nuolatinio“ kietumo dalis.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

CaCl 2 (T) + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2HCl (50 °C)

CaCl 2 (T) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d CaSO 4 ↓ + 2HCl (100 °C)

CaCl 2 + 2NaOH (konc.) \u003d Ca (OH) 2 ↓ + 2NaCl

ZCaCl 2 + 2Na 3 PO 4 \u003d Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

CaCl 2 + K 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ↓ + 2KSl

CaCl 2 + 2NaF \u003d CaF 2 ↓ + 2NaCl

CaCl 2 (g) → Ca + Cl 2 (elektrolizė, 800°C)

Kvitas:

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

Aliuminio chloridas AlCl3 . Anoksinė druska. Baltas, tirpus, labai lakus. Pora susideda iš AlCl 3 kovalentinių monomerų (trikampė struktūra, sp 2 hibridizacija, vyrauja esant 440-800 ° C) ir Al 2 Cl 6 dimerų (tiksliau, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, struktūra yra dvi tetraedrai su bendra briauna , sp 3 -hibridizacija, vyrauja 183-440 °C temperatūroje). Higroskopiškas, rūko ore. Sudaro kristalinį hidratą, kuris suyra kaitinant. Labai gerai tirpsta vandenyje (su stipriu egzo-efektu), visiškai disocijuoja į jonus, dėl hidrolizės tirpale susidaro stipriai rūgštinė aplinka. Reaguoja su šarmais, amoniako hidratu. Jis atstatomas lydalo elektrolizės metu. Dalyvauja jonų mainų reakcijose.

Kokybinė reakcija ant Al 3+ jono - AlPO 4 nuosėdų susidarymas, kuris perkeliamas į tirpalą su koncentruota sieros rūgštimi.

Jis naudojamas kaip žaliava aliuminio gamyboje, kaip katalizatorius organinėje sintezėje ir alyvos krekinge, kaip chloro nešiklis organinėse reakcijose. Svarbiausių reakcijų lygtys:

AlCl3. 6H 2 O → AlCl (OH) 2 (100-200°С, —HCl, H 2 O) → Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl, H2O)

AlCl 3 (t) + 2H 2 O (drėgmė) \u003d AlCl (OH) 2 (t) + 2HCl (Balti dūmai)

AlCl 3 + ZNaOH (razb.) \u003d Al (OH) 3 (amorfinis) ↓ + ZNaCl

AlCl3 + 4NaOH (konc.) = Na[Al(OH)4] + ZNaCl

AlCl 3 + 3 (NH 3. H 2 O) (konc.) \u003d Al (OH) 3 (amorfinis) + ZNH 4 Cl

AlCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (konc.) \u003d Al (OH) ↓ + ZNH 4 Cl + H 2 O (100°C)

2Al 3+ + 3H 2 O + ZSO 2- 3 \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + ZSO 2 (80°C)

2Al 3+ \u003d 6H 2 O + 3S 2- \u003d 2Al (OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Al 3+ + 2HPO 4 2- - AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 -

2AlCl 3 → 2Al + 3Cl 2 (elektrolizė, 800 °C ,lydymeNkaipl)

Kvitas AlCl in industrija ir - kaolino, aliuminio oksido arba boksito chlorinimas naudojant koksą:

Al 2 O 3 + 3C (koksas) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900 °С)

geležies chloridas ( II ) F ES l 2 . Anoksinė druska. Baltas (mėlynai žalias hidratas), higroskopiškas. Tirpsta ir verda nesuirdamas. Stipriai kaitinant, jis yra lakus HCl sraute. Fe-Cl ryšiai daugiausia yra kovalentiniai, porą sudaro FeCl 2 monomerai (linijinė struktūra, sp-hibridizacija) ir Fe 2 Cl 4 dimerai. Jautrus atmosferos deguoniui (tamsėja). Gerai ištirpsta vandenyje (su stipriu egzo-efektu), visiškai disocijuoja ant jonų, šiek tiek hidrolizuojasi ant katijono. Kai tirpalas verdamas, jis suyra. Reaguoja su rūgštimis, šarmais, amoniako hidratu. Tipiškas restauratorius. Jis dalyvauja jonų mainų ir kompleksų susidarymo reakcijose.

Jis naudojamas FeCl ir Fe 2 O 3 sintezei, kaip organinės sintezės katalizatorius, vaistų nuo anemijos komponentas.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

FeCl 2 4H 2 O \u003d FeCl 2 + 4H 2 O (220 °С, atm.N 2 )

FeCl 2 (konc.) + H 2 O \u003d FeCl (OH) ↓ + HCl (verda)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d FeSO 4 + 2HCl (verda)

FeCl 2 (t) + 4HNO 3 (konc.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

FeCl 2 + 2NaOH (razb.) \u003d Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl (atm.N 2 )

FeCl 2 + 2 (NH 3 . H 2 O) (konc.) \u003d Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 °C)

FeCl 2 + H 2 \u003d 2HCl + Fe (ypač grynas, aukštesnė nei 500 °С)

4FeCl 2 + O 2 (oras) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (t)

2FeCl 2 (p) + Cl 2 (pvz.) = 2FeCl 3 (p)

5Fe 2+ + 8H + + MnO - 4 \u003d 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O

6Fe 2+ + 14H + + Cr 2 O 7 2- \u003d 6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O

Fe 2+ + S 2- (razb.) \u003d FeS ↓

2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (razb.) \u003d Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2

FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90°С, praskiestas HCl, elektrolizė)

Gauk e: Fe sąveika su druskos rūgštimi:

Fe + 2HCl = FeCl 2+ H2

(į industrija naudojamas vandenilio chloridas ir procesas atliekamas 500 °C temperatūroje).

geležies chloridas ( III ) F ES l 3 . Anoksinė druska. Juodai rudas (tamsiai raudonas praleidžiamoje šviesoje, žalias atspindintoje), tamsiai geltonas hidratas. Ištirpęs virsta raudonu skysčiu. Labai lakus, stipriai kaitinant suyra. Fe-Cl ryšiai daugiausia yra kovalentiniai. Garai susideda iš FeCl 3 monomerų (trikampė struktūra, sp 2 hibridizacija, dominuoja aukštesnėje nei 750 ° C temperatūroje) ir Fe 2 Cl 6 dimerų (tiksliau, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, struktūra yra dvi tetraedrai su bendra briauna, sp 3 hibridizacija, dominuoja 316-750 °C temperatūroje). FeCl kristalinis hidratas. 6H 2 O turi Cl 2H 2 O struktūrą. Gerai ištirpinkime vandenyje, tirpalas geltonos spalvos; labai hidrolizuotas katijone. Suyra karštame vandenyje, reaguoja su šarmais. Silpnas oksidatorius ir reduktorius.

Naudojamas kaip chloro agentas, organinės sintezės katalizatorius, audinių dažymas, koaguliantas geriamojo vandens valymui, vario plokštelių ėsdiklis galvanizuojant, hemostatinių preparatų komponentas.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

FeCl 3 6H 2 O \u003d Cl + 2H 2 O (37 °C)

2 (FeCl 8 6H 2 O) \u003d Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (virš 250 °C)

FeCl 3 (10 %) + 4H 2 O \u003d Cl - + + (geltona)

2FeCl3 (konc.) + 4H 2 O \u003d + (geltona) + - (bts.)

FeCl 3 (razb., koncentr.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 °C)

FeCl 3 + 3NaOH (razb.) \u003d FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NaCl (50 °C)

FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (konc, horizontas) \u003d FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl

4FeCl 3 + 3O 2 (oras) \u003d 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350–500 °С)

2FeCl 3(p) + Cu → 2FeCl 2 + CuCl 2

amonio chloridas N H 4 Cl . Anoksinė druska, techninis pavadinimas amoniakas. Baltas, lakus, termiškai nestabilus. Gerai ištirpinkime vandenyje (su juntamu endoefektu, Q = -16 kJ), jis hidrolizuojamas katijone. Tirpalą verdant jis suyra su šarmais, magnį ir magnio hidroksidą paverčia tirpalu. Įeina į mutacijos reakciją su nitratais.

Kokybinė reakcija ant NH 4 + jono - NH 3 išsiskyrimas verdant su šarmais arba kaitinant su gesintomis kalkėmis.

Jis naudojamas neorganinėje sintezėje, ypač silpnai rūgštinei aplinkai sukurti, kaip azoto trąšų, sausų galvaninių elementų komponentas, lituojant varį ir skardinant plieno gaminius.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

NH4Cl (t) ⇌ NH3 (g) + HCl (g) (virš 337,8 °C)

NH 4 Cl + NaOH (sot.) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100 °C)

2NH 4 Cl (T) + Ca (OH) 2 (t) \u003d 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)

2NH 4 Cl (konc.) + Mg \u003d H 2 + MgCl 2 + 2NH 3 (80°C)

2NH 4 Cl (konc., horizontas) + Mg (OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

NH + (sot.) + NO - 2 (sot.) \u003d N 2 + 2H 2 O (100°C)

NH 4 Cl + KNO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230–300 °С)

Kvitas: NH 3 sąveika su HCl dujų fazėje arba NH 3 H 2 O sąveika su HCl tirpale.

Kalcio hipochloritas Ca (C l O) 2 . Hipochlorido rūgšties druska HClO. Balta, kaitinant suyra nesilydant. Gerai ištirpiname šaltame vandenyje (susidaro bespalvis tirpalas), jis hidrolizuojamas ant anijono. Reaktyvus, visiškai skaidomas karštu vandeniu, rūgštimis. Stiprus oksidatorius. Stovėdamas tirpalas sugeria anglies dioksidą iš oro. Yra aktyvi dalis chloras (baliklis) kalkės - neaiškios sudėties mišiniai su CaCl 2 ir Ca(OH) 2 . Svarbiausių reakcijų lygtys:

Ca (ClO) 2 \u003d CaCl 2 + O 2 (180 °C)

Ca (ClO) 2 (t) + 4HCl (konc.) \u003d CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 °C)

Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 \u003d CaCO 3 ↓ + 2HClO (šaltyje)

Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (razb.) \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Kvitas:

2Ca(OH) 2 (suspensija) + 2Cl 2 (g) \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O

Kalio chloratas KS štai 3 . Chloro rūgšties druska HclO 3, garsiausia deguonies turinčių chloro rūgščių druska. techninis pavadinimas - Bertolo druska(pavadintas jo atradėjo K.-L. Berthollet vardu, 1786 m.). Balta, tirpsta neskaidant, suyra toliau kaitinant. Gerai ištirpinkime vandenyje (susidaro bespalvis tirpalas), hidrolizės nevyksta. Skaidomas koncentruotomis rūgštimis. Stiprus oksidatorius, kai lydosi.

Jis naudojamas kaip sprogstamųjų ir pirotechnikos mišinių komponentas, degtukų galvutės, laboratorijoje – kietas deguonies šaltinis.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

4KSlO 3 \u003d ZKSlO 4 + KCl (400 °С)

2KSlO 3 \u003d 2KSl + 3O 2 (150-300 °C, kat. LydO 2 )

KClO 3 (T) + 6HCl (konc.) \u003d KCl + 3Cl 2 + ZN 2 O (50-80 °С)

3KSlO 3 (T) + 2H 2 SO 4 (konc., horizontas) \u003d 2ClO 2 + KClO 4 + H 2 O + 2KHSO 4

(chloro dioksidas sprogsta šviesoje: 2Cštai2(G)\u003d Cl 2 + 2O 2 )

2KSlO 3 + E 2 (pvz.) \u003d 2KEO 3 + Cl 2 (H skyriujeNE 3 , E = Br, aš)

KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Elektrolizė)

Kvitas KClO 3 pramonėje - karšto KCl tirpalo elektrolizė (KClO 3 produktas išsiskiria anode):

KCl + 3H 2 O → H 2 + KClO 3 (40-60°C, elektrolizė)

Kalio bromidas KV r . Anoksinė druska. Balta, nehigroskopinė, tirpsta nesuydama. Gerai ištirpinkime vandenyje, hidrolizės nevyksta. Reduktorius (silpnesnis nei

Kokybinė reakcija ant Br jono - bromo išstūmimas iš KBr tirpalo chloru ir bromo ekstrahavimas į organinį tirpiklį, pavyzdžiui, CCl 4 (dėl to vandeninis sluoksnis tampa bespalvis, organinis sluoksnis paruduoja).

Jis naudojamas kaip graviravimo ant metalų ėsdinimo komponentas, neatskiriama fotografinių emulsijų dalis, vaistinis preparatas.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

2KVr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., kalnai) + MnO 2 (t) \u003d Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4

5Br - + 6H + + BrO3 - \u003d 3Br2 + 3H 2O

Вr — + Аg + =АgВr↓

2KVr (p) + Cl 2 (G) \u003d 2KSl + Br 2 (p)

KBr + 3H 2 O → 3H 2 + KBrO 3 (60-80 °С, elektrolizė)

Kvitas:

K 2 CO 3 + 2HBr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O

Kalio jodidas K aš . Anoksinė druska. Balta, nehigroskopinė. Veikiant šviesai pagelsta. Gerai ištirpinkime vandenyje, hidrolizės nevyksta. Tipiškas restauratorius. Vandeninis KI tirpalas lengvai ištirpdo I 2 dėl komplekso susidarymo.

kokybės reakcija į I joną – tai jodo išstūmimas iš KI tirpalo dėl chloro trūkumo ir jodo ekstrahavimas į organinį tirpiklį, pavyzdžiui, CCl 4 (dėl to vandeninis sluoksnis tampa bespalvis, organinis sluoksnis nusidažo purpurine spalva ).

Svarbiausių reakcijų lygtys:

10I - + 16H + + 2MnO 4 - \u003d 5I 2 ↓ + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6I - + 14H + + Cr 2 O 7 2- \u003d 3I 2 ↓ + 2Cr 3+ + 7H 2 O

2I - + 2H + + H 2 O 2 (3 %) \u003d I 2 ↓ + 2H 2 O

2I - + 4H + + 2NO 2 - \u003d I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O

5I - + 6H + + IO 3 - \u003d 3I 2 + 3H 2 O

I - + Ag + = AgI (geltona.) ↓

2KI (r) + Cl 2 (r) (savaitė) \u003d 2KSl + I 2 ↓

KI + 3H 2 O + 3Cl 2 (p) (pvz.) \u003d KIO 3 + 6HCl (80°C)

KI (P) + I 2 (t) \u003d K) (P) (trumpas) („jodo vanduo“)

KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (elektrolizė, 50-60 °С)

Kvitas:

K 2 CO 3 + 2НI = 2 Kaš+ CO 2 + H 2 O

Pirmą kartą chlorą 1772 m. gavo Scheele, kuris aprašė jo išsiskyrimą piroliusitui sąveikaujant su druskos rūgštimi savo traktate apie piroliusitą: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.
Scheele atkreipė dėmesį į chloro kvapą, panašų į Aqua Regia kvapą, jo gebėjimą sąveikauti su auksu ir cinaberu, taip pat balinančias savybes. Tačiau Scheele, vadovaudamasis tuo metu chemijoje vyravusia flogistono teorija, pasiūlė, kad chloras yra deflogistizuota druskos rūgštis, tai yra, druskos rūgšties oksidas.
Berthollet ir Lavoisier teigė, kad chloras yra elemento murium oksidas, tačiau bandymai jį izoliuoti buvo nesėkmingi iki Davy darbo, kuriam pavyko suskaidyti valgomąją druską į natrį ir chlorą elektrolizės būdu.
Elemento pavadinimas kilęs iš graikų kalbos clwroz- "žalias".

Būdamas gamtoje gauni:

Natūralus chloras yra dviejų izotopų 35 Cl ir 37 Cl mišinys. Chloras yra gausiausias halogenas žemės plutoje. Kadangi chloras yra labai aktyvus, gamtoje jis randamas tik junginių pavidalu mineralų sudėtyje: halitas NaCl, silvinas KCl, silvinitas KCl NaCl, bischofitas MgCl 2 6H 2 O, karnalitas KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitas KCl 4 3H 2 O. Didžiausios chloro atsargos yra jūrų ir vandenynų vandenų druskose.
Pramoniniu mastu chloras gaminamas kartu su natrio hidroksidu ir vandeniliu elektrolizuojant natrio chlorido tirpalą:
2NaCl + 2H 2 O => H2 + Cl2 + 2NaOH
Chlorui išgauti iš vandenilio chlorido, kuris yra šalutinis pramoninio organinių junginių chlorinimo produktas, naudojamas Deacon procesas (katalizinis vandenilio chlorido oksidavimas atmosferos deguonimi):
4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2
Laboratorijose dažniausiai naudojami procesai, pagrįsti vandenilio chlorido oksidavimu stipriais oksidatoriais (pavyzdžiui, mangano (IV) oksidu, kalio permanganatu, kalio dichromatu):
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Fizinės savybės:

Įprastomis sąlygomis chloras yra gelsvai žalios dujos, turinčios dusinantį kvapą. Chloras akivaizdžiai tirpsta vandenyje („chloro vanduo“). 20°C temperatūroje 2,3 tūrio chloro ištirpsta viename tūryje vandens. Virimo temperatūra = -34°C; lydymosi temperatūra = -101°C, tankis (dujos, N.O.) = 3,214 g/l.

Cheminės savybės:

Chloras yra labai aktyvus – jis tiesiogiai jungiasi su beveik visais periodinės sistemos elementais, metalais ir nemetalais (išskyrus anglį, azotą, deguonį ir inertines dujas). Chloras yra labai stiprus oksidatorius, jis išstumia mažiau aktyvius nemetalus (bromą, jodą) iš jų junginių su vandeniliu ir metalais:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl
Ištirpęs vandenyje ar šarmuose, chloras dismutuojasi, sudarydamas hipochlorinę (o kaitinant – perchloro) ir druskos rūgštis arba jų druskas.
Cl 2 + H 2 O HClO + HCl;
Chloras sąveikauja su daugeliu organinių junginių, pradėdamas pakeitimo ar sudėjimo reakcijas:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 \u003d\u003e Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
Chloras turi septynias oksidacijos būsenas: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

Svarbiausios jungtys:

Vandenilio chloridas HCl- bespalvės dujos, kurios rūko ore dėl to, kad su vandens garais susidaro rūko lašeliai. Jis turi stiprų kvapą ir labai dirgina kvėpavimo takus. Yra vulkaninėse dujose ir vandenyse, skrandžio sultyse. Cheminės savybės priklauso nuo būsenos, kurioje jis yra (gali būti dujinės, skystos būsenos arba tirpalo). HCl tirpalas vadinamas druskos (vandenilio chlorido) rūgštis. Tai stipri rūgštis, išstumianti silpnesnes rūgštis iš jų druskų. druskos - chloridai- kietos kristalinės medžiagos, kurių lydymosi temperatūra yra aukšta.
kovalentiniai chloridai- chloro junginiai su nemetalais, dujomis, skysčiais arba tirpiosiomis kietosiomis medžiagomis, pasižyminčiomis būdingomis rūgštinėmis savybėmis, paprastai lengvai hidrolizuojamos vandens ir susidaro druskos rūgštis:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Chloro (I) oksidas Cl 2 O., rusvai gelsvos aitraus kvapo dujos. Įtakoja kvėpavimo organus. Lengvai tirpsta vandenyje, susidaro hipochloro rūgštis.
Hipochloro rūgštis HClO. Egzistuoja tik sprendimuose. Tai silpna ir nestabili rūgštis. Lengvai skyla į druskos rūgštį ir deguonį. Stiprus oksidatorius. Susidaro chlorui ištirpus vandenyje. druskos - hipochloritai, nestabilus (NaClO*H 2 O suyra sprogdamas 70 °C temperatūroje), stiprūs oksidatoriai. Plačiai naudojamas balinimui ir dezinfekcijai balinimo milteliai, sumaišyta druska Ca(Cl)OCl
Chloro rūgštis HClO 2, laisvoje formoje yra nestabilus, net praskiestame vandeniniame tirpale greitai suyra. Vidutinio stiprumo rūgštis, druskos - chloritai paprastai yra bespalviai ir gerai tirpsta vandenyje. Skirtingai nei hipochloritai, chloritai pasižymi ryškiomis oksidacinėmis savybėmis tik rūgščioje aplinkoje. Natrio chloritas NaClO 2 yra labiausiai pritaikytas (audiniams ir popieriaus plaušienai balinti).
Chloro (IV) oksidas ClO 2, - žalsvai geltonos dujos, turinčios nemalonų (aitrų) kvapą, ...
Chloro rūgštis, HClO 3 - laisvoje formoje yra nestabilus: neproporcingas ClO 2 ir HClO 4 . druskos - chloratai; iš jų svarbiausi yra natrio, kalio, kalcio ir magnio chloratai. Tai yra stiprūs oksidatoriai, kurie sumaišomi su redukuojančiomis medžiagomis yra sprogūs. Kalio chloratas ( Berthollet druska) - KClO 3 , buvo naudojamas deguoniui gaminti laboratorijoje, tačiau dėl didelio pavojaus jis nebenaudojamas. Kalio chlorato tirpalai buvo naudojami kaip silpnas antiseptikas, išorinis vaistas gargaliavimui.
Perchloro rūgštis HClO 4, vandeniniuose tirpaluose perchloro rūgštis yra stabiliausia iš visų deguonies turinčių chloro rūgščių. Bevandenė perchloro rūgštis, gaunama naudojant koncentruotą sieros rūgštį iš 72% HClO 4, nėra labai stabili. Tai stipriausia vienabazinė rūgštis (vandeniniame tirpale). druskos - perchloratai, naudojami kaip oksidatoriai (kietieji raketiniai varikliai).

Taikymas:

Chloras naudojamas daugelyje pramonės šakų, mokslo ir buities reikmėms:
- Polivinilchlorido, plastiko mišinių, sintetinės gumos gamyboje;
- Audinių ir popieriaus balinimui;
- Organinių chloro insekticidų gamyba – medžiagų, kurios naikina pasėliams kenksmingus vabzdžius, tačiau yra saugios augalams;
- Vandens dezinfekcijai - "chloravimas";
- Maisto pramonėje registruotas kaip maisto priedas E925;
- Cheminėje druskos rūgšties, baliklio, bertoleto druskos, metalų chloridų, nuodų, vaistų, trąšų gamyboje;
- Metalurgijoje grynų metalų gamybai: titano, alavo, tantalo, niobio.

Biologinis vaidmuo ir toksiškumas:

Chloras yra vienas iš svarbiausių biogeninių elementų ir yra visų gyvų organizmų dalis. Gyvūnų ir žmonių organizme chlorido jonai dalyvauja palaikant osmosinę pusiausvyrą, chlorido jonai turi optimalų spindulį prasiskverbti per ląstelės membraną. Chloro jonai yra gyvybiškai svarbūs augalams, dalyvauja augalų energijos apykaitoje, aktyvina oksidacinį fosforilinimą.
Chloras paprastos medžiagos pavidalu yra nuodingas, patekęs į plaučius sukelia plaučių audinio nudegimą, uždusimą. Jis turi dirginantį poveikį kvėpavimo takams, kai koncentracija ore yra apie 0,006 mg/l (t. y. dvigubai didesnė už chloro kvapo slenkstį). Chloras buvo viena iš pirmųjų cheminių karinių medžiagų, kurias Vokietija naudojo Pirmajame pasauliniame kare.

Korotkova Yu., Shvetsova I.
KhF Tiumenės valstybinis universitetas, 571 grupė.

Šaltiniai: Vikipedija: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl ir kiti,
RCTU svetainė D.I. Mendelejevas:

• Pavadinimas - Cl (Chlorum);
• Laikotarpis - III;
• Grupė - 17 (VIIa);
• Atominė masė - 35,4527;
• Atominis skaičius – 17;
• Atomo spindulys = 99 pm;
• Kovalentinis spindulys = 102±4 pm;
• Elektronų pasiskirstymas - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• t lydymosi = 100,95°C;
• virimo temperatūra = -34,55°C;
• Elektronegatyvumas (pagal Paulingą / pagal Alpredą ir Rochovą) \u003d 3,16 / -;
• Oksidacijos būsena: +7, +6, +5, +4, +3, +1, 0, -1;
• Tankis (n.a.) \u003d 3,21 g / cm 3;
• Molinis tūris = 18,7 cm 3 / mol.

Pirmą kartą gryną chlorą išskyrė švedų mokslininkas Carlas Scheele 1774 m. Dabartinį pavadinimą elementas gavo 1811 m., kai G. Davy pasiūlė pavadinimą „chloras“, kurį lengva J. Gay-Lussac ranka netrukus sutrumpino iki „chloro“. Vokiečių mokslininkas Johannas Schweigeris chlorui pasiūlė pavadinimą „halogenas“, tačiau buvo nuspręsta šiuo terminu pavadinti visą elementų grupę, kuriai priklauso ir chloras.

Chloras yra labiausiai paplitęs halogenas žemės plutoje – chloras sudaro 0,025% visos žemės plutoje esančių atomų masės. Dėl didelio aktyvumo chloras gamtoje neatsiranda laisvos formos, o tik junginių sudėtyje, o chloras „ant būgno“, su kuriuo elementu reaguoti, šiuolaikinis mokslas žino chloro junginius su beveik visa periodine lentele.

Didžioji chloro dalis Žemėje yra sūriame Pasaulio vandenyno vandenyje (19 g/l). Iš mineralų daugiausia chloro yra halite, silvine, silvinite, bischofite, karnalite, kainite.

Chloras vaidina svarbų vaidmenį nervinių ląstelių veikloje, taip pat reguliuoja osmosinius procesus, vykstančius žmonių ir gyvūnų organizme. Chloras taip pat yra žaliosios augalų medžiagos – chlorofilo – dalis.

Natūralus chloras susideda iš dviejų izotopų mišinio:

• 35Cl – 75,5 %
• 37Cl – 24,5 %

Ryžiai. Chloro atomo struktūra.

Chloro atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (žr. Elektroninė atomų sandara). Formuojant cheminius ryšius su kitais elementais, gali dalyvauti 5 išoriniame 3p lygyje esantys elektronai + 2 3s lygio elektronai (iš viso 7 elektronai), todėl junginiuose chloras gali turėti oksidacijos būsenas nuo +7 iki -1 . Kaip minėta aukščiau, chloras yra reaktyvus halogenas.

Fizinės chloro savybės:

• adresu n.o. chloras yra nuodingos geltonai žalios dujos, turinčios aštrų kvapą;
• chloras yra 2,5 karto sunkesnis už orą;
• adresu n.o. 1 litre vandens ištirpsta 2,5 tūrio chloro – toks tirpalas vadinamas chloro vanduo.

Cheminės chloro savybės

Chloro sąveika su paprastos medžiagos(Cl veikia kaip stiprus oksidatorius):

• su vandeniliu (reakcija vyksta tik esant šviesai): Cl 2 + H 2 \u003d 2HCl
• su metalais, kad susidarytų chloridai: Cl 2 0 + 2Na 0 \u003d 2Na +1 Cl -1 3Cl 2 0 + 2Fe 0 \u003d 2Fe +3 Cl 3 -1
• su nemetalais, mažiau elektroniniais nei chloras: Cl 2 0 + S 0 \u003d S +2 Cl 2 -1 3Cl 2 0 + 2P 0 \u003d 2P +3 Cl 3 -1
• Chloras tiesiogiai nereaguoja su azotu ir deguonimi.

Chloro sąveika su sudėtingos medžiagos:

Viena žinomiausių chloro reakcijų su sudėtingomis medžiagomis yra chloro sąveika su vandeniu – gyvenantis dideliame mieste, tikrai, periodiškai susiduriama su situacija, kai, atidaręs vandens čiaupą, užuodžia nuolatinį chloro kvapą, po to daugelis skundžiasi, sako, kad vanduo vėl buvo chloruotas . Vandens chloravimas yra vienas pagrindinių jo dezinfekavimo nuo nepageidaujamų, žmonių sveikatai nesaugių mikroorganizmų būdų. Kodėl taip atsitinka? Išanalizuokime chloro reakciją su vandeniu, kuri vyksta dviem etapais:

• Pirmajame etape susidaro dvi rūgštys: druskos ir hipochloro: Cl 2 0 + H 2 O ↔ HCl -1 + HCl +1 O
• Antrame etape hipochloro rūgštis skyla, išsiskiriant atominiam deguoniui, kuris oksiduoja vandenį (žudo mikroorganizmus) + balina organiniais dažais nudažytus audinius, jei jie panardinami į chloro vandenį: HClO = HCl + [O] - reakcija vyksta šviesa

NUO rūgštys chloras nereaguoja.

Chloro sąveika su pagrindu:

• šaltyje: Cl 2 0 + 2NaOH \u003d NaCl -1 + NaCl + 1 O + H 2 O
• kaitinant: 3Cl 2 0 + 6KOH \u003d 5KCl -1 + KCl + 5 O 3 + 3H 2 O
• su metalo bromidais: Cl 3 + 2KBr = 2KCl + Br 2 ↓
• su metalo jodidais: Cl 2 + 2KI \u003d 2KCl + I 2 ↓
• chloras nereaguoja su metalų fluoridais, nes jų oksidacinis gebėjimas yra didesnis nei chloras.

Chloras „noriai“ reaguoja su organinėmis medžiagomis:

Cl 2 +CH 4 → CH 3 Cl + HCl Cl 2 + C 6 H 6 → C 6 H 5 Cl + HCl

Dėl pirmosios reakcijos su metanu, kuri vyksta šviesoje, susidaro metilo chloridas ir druskos rūgštis. Dėl antrosios reakcijos su benzenu, kuri vyksta esant katalizatoriui (AlCl 3), susidaro chlorbenzenas ir druskos rūgštis.

• Chloro redokso reakcijų lygtys (elektronų balanso metodas).
• Chloro redokso reakcijų lygtys (pusinės reakcijos metodas).

Chloro gavimas ir naudojimas

Chloras pramoniniu būdu gaminamas elektrolizės būdu iš vandeninio tirpalo (prie anodo išsiskiria chloras, prie katodo – vandenilis) arba iš natrio chlorido lydalo (prie anodo išsiskiria chloras, prie katodo – natris):

2NaCl + 2H 2O → Cl 2 + H2 + 2NaOH 2NaCl → Cl 2 + 2Na

Laboratorijoje chloras susidaro kaitinant koncentruotai HCl veikiant įvairioms oksiduojančioms medžiagoms. Mangano oksidas, kalio permanganatas, bertoleto druska gali veikti kaip oksidatoriai:

4HCl -1 + Mn +4 O 2 \u003d Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O 2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 \u003d 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H KCl + 5 O 3 + 6HCl -1 = KCl + 3Cl 2 0 + 3H 2 O

Chloro panaudojimas:

• audinių ir popieriaus balinimas;
• vandens dezinfekcija;
• plastikų gamyba;
• baliklių, chloroformo, pesticidų, ploviklių, kaučiukų gamyba;
• vandenilio chlorido sintezė gaminant druskos rūgštį.

Chloras(iš graikų χλωρ?ς - „žalia“) - septintosios grupės pagrindinio pogrupio, D. I. Mendelejevo periodinės cheminių elementų sistemos trečiojo periodo, elementas, kurio atominis skaičius 17. Jis žymimas simboliu Cl(lot. Chloras). Reaktyvus nemetalas. Priklauso halogenų grupei (iš pradžių pavadinimą „halogenas“ vokiečių chemikas Schweigeris vartojo chlorui [pažodžiui „halogenas“ verčiamas kaip druska), tačiau neprigijo, o vėliau paplito VII a. elementų grupė, kuriai priklauso chloras).

Paprasta medžiaga chloras (CAS numeris: 7782-50-5) normaliomis sąlygomis yra gelsvai žalsvos nuodingos dujos, turinčios aštrų kvapą. Chloro molekulė yra dviatomė (formulė Cl 2).

Chloro atradimo istorija

Pirmą kartą dujinį bevandenį vandenilio chloridą J. Prisley surinko 1772 m. (virš skysto gyvsidabrio). Pirmą kartą chlorą 1774 m. gavo Scheele, kuris savo traktate apie piroliusitą aprašė jo išsiskyrimą piroliusitui sąveikaujant su druskos rūgštimi:

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Scheele atkreipė dėmesį į chloro kvapą, panašų į Aqua Regia kvapą, jo gebėjimą sąveikauti su auksu ir cinaberu, taip pat balinančias savybes.

Tačiau Scheele, vadovaudamasis tuo metu chemijoje vyravusia flogistono teorija, pasiūlė, kad chloras yra deflogistizuota druskos rūgštis, tai yra, druskos rūgšties oksidas. Berthollet ir Lavoisier teigė, kad chloras yra elemento oksidas muria Tačiau bandymai jį izoliuoti buvo nesėkmingi iki Deivio darbo, kuriam pavyko suskaidyti valgomąją druską į natrį ir chlorą elektrolizės būdu.

Paplitimas gamtoje

Gamtoje yra du chloro izotopai 35 Cl ir 37 Cl. Chloras yra gausiausias halogenas žemės plutoje. Chloras yra labai aktyvus – jis tiesiogiai derinamas su beveik visais periodinės lentelės elementais. Todėl gamtoje jis randamas tik junginių pavidalu mineralų sudėtyje: halitas NaCl, silvinas KCl, silvinitas KCl NaCl, bischofitas MgCl 2 6H2O, karnalitas KCl MgCl 2 6H 2 O, kainitas KCl MgSO2 O4. Didžiausios chloro atsargos yra jūrų ir vandenynų vandenų druskose (jūros vandenyje yra 19 g/l). Chloras sudaro 0,025% viso žemės plutoje esančių atomų skaičiaus, Klarko chloro skaičius yra 0,017%, o žmogaus organizme yra 0,25% chloro jonų masės. Žmonėms ir gyvūnams chloras daugiausia randamas tarpląsteliniuose skysčiuose (įskaitant kraują) ir atlieka svarbų vaidmenį reguliuojant osmosinius procesus, taip pat procesus, susijusius su nervinių ląstelių funkcionavimu.

Fizinės ir fizikinės-cheminės savybės

Įprastomis sąlygomis chloras yra gelsvai žalios dujos, turinčios dusinantį kvapą. Kai kurios jo fizinės savybės pateiktos lentelėje.

Kai kurios fizinės chloro savybės

Nuosavybė	Reikšmė
Spalva (dujinė)	Geltona žalia
Virimo temperatūra	-34°C
Lydymosi temperatūra	-100°C
Skilimo temperatūra (disociacijos į atomus)	~1400 °C
Tankis (dujos, n.o.s.)	3,214 g/l
Afinitetas atomo elektronui	3,65 eV
Pirmoji jonizacijos energija	12,97 eV
Šilumos talpa (298 K, dujos)	34,94 (J/mol K)
Kritinė temperatūra	144°C
kritinis spaudimas	76 atm
Standartinė formavimosi entalpija (298 K, dujos)	0 (kJ/mol)
Standartinė formavimosi entropija (298 K, dujos)	222,9 (J/mol K)
Susiliejimo entalpija	6,406 (kJ/mol)
Virimo entalpija	20,41 (kJ/mol)
Homolitinio ryšio skilimo energija X-X	243 (kJ/mol)
Heterolitinės jungties skilimo energija X-X	1150 (kJ/mol)
Jonizacijos energija	1255 (kJ/mol)
Elektronų giminystės energija	349 (kJ/mol)
Atominis spindulys	0,073 (nm)
Elektronegatyvumas pagal Paulingą	3,20
Allred-Rochow elektronegatyvumas	2,83
Stabilios oksidacijos būsenos	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Dujinis chloras gana lengvai suskystinamas. Nuo 0,8 MPa (8 atmosferų) slėgio chloras bus skystas jau kambario temperatūroje. Atvėsęs iki -34 °C temperatūros, chloras taip pat tampa skystas esant normaliam atmosferos slėgiui. Skystas chloras yra geltonai žalias skystis, turintis labai didelį korozinį poveikį (dėl didelės molekulių koncentracijos). Padidinus slėgį, galima pasiekti skysto chloro egzistavimą iki +144 ° C temperatūros (kritinė temperatūra), esant kritiniam 7,6 MPa slėgiui.

Esant žemesnei nei –101 °C temperatūrai, skystas chloras kristalizuojasi į ortorombinę gardelę su erdvine grupe cmca ir parametrai a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Žemesnėje nei 100 K temperatūroje ortorombinė kristalinio chloro modifikacija virsta tetragonine modifikacija, turinčia erdvės grupę P4 2 /ncm ir gardelės parametrai a=8,56 Å ir c=6,12 Å.

Tirpumas

Chloro molekulės disociacijos laipsnis Cl 2 → 2Cl. 1000 K temperatūroje jis yra 2,07 × 10 −4%, o esant 2500 K – 0,909%.

Kvapo suvokimo slenkstis ore yra 0,003 (mg/l).

Pagal elektros laidumą skystasis chloras patenka į stipriausių izoliatorių: jis srovę praleidžia beveik milijardą kartų prasčiau nei distiliuotas vanduo ir 10 22 kartus prasčiau nei sidabras. Garso greitis chlore yra maždaug pusantro karto mažesnis nei ore.

Cheminės savybės

Elektronų apvalkalo sandara

Chloro atomo valentiniame lygyje yra 1 nesuporuotas elektronas: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, todėl chloro atomo valentingumas 1 yra labai stabilus. Dėl to, kad chloro atome yra neužimtos d-polygio orbitalės, chloro atomas taip pat gali turėti kitų valentų. Atomo sužadintų būsenų susidarymo schema:

Taip pat žinomi chloro junginiai, kuriuose chloro atomas formaliai turi 4 ir 6 valentingumą, pavyzdžiui, ClO 2 ir Cl 2 O 6 . Tačiau šie junginiai yra radikalai, tai reiškia, kad jie turi vieną nesuporuotą elektroną.

Sąveika su metalais

Chloras tiesiogiai reaguoja su beveik visais metalais (kai kurie tik esant drėgmei arba kaitinamas):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Sąveika su nemetalais

Su nemetalais (išskyrus anglį, azotą, deguonį ir inertines dujas) susidaro atitinkami chloridai.

Šviesoje arba kaitinamas jis radikaliu mechanizmu aktyviai (kartais sprogimu) reaguoja su vandeniliu. Chloro ir vandenilio mišiniai, kuriuose yra nuo 5,8 iki 88,3% vandenilio, apšvitinant sprogsta ir susidaro vandenilio chloridas. Chloro ir vandenilio mišinys nedidelėmis koncentracijomis dega bespalve arba gelsvai žalia liepsna. Maksimali vandenilio-chloro liepsnos temperatūra yra 2200 °C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

Su deguonimi chloras sudaro oksidus, kuriuose jo oksidacijos būsena yra nuo +1 iki +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Jie turi aštrų kvapą, yra termiškai ir fotochemiškai nestabilūs ir linkę sprogti.

Reaguojant su fluoru susidaro ne chloridas, o fluoridas:

Cl 2 + 3F 2 (pvz.) → 2ClF 3

Kitos savybės

Chloras išstumia bromą ir jodą iš jų junginių su vandeniliu ir metalais:

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

Reaguodamas su anglies monoksidu, susidaro fosgenas:

Cl 2 + CO → COCl 2

Ištirpęs vandenyje arba šarmuose, chloras dismutuojasi, sudarydamas hipochlorinę (o kaitinant – perchloro) ir druskos rūgštis arba jų druskas:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Chloruojant sausą kalcio hidroksidą, gaunamas baliklis:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

Chloro poveikį amoniakui galima gauti iš azoto trichlorido:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

Oksidacinės chloro savybės

Chloras yra labai stiprus oksidatorius.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Reakcijos su organinėmis medžiagomis

Su sočiaisiais junginiais:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Prisijungia prie nesočiųjų junginių keliais ryšiais:

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Aromatiniai junginiai pakeičia vandenilio atomą chloru esant katalizatoriams (pavyzdžiui, AlCl3 arba FeCl3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Kaip gauti

Pramoniniai metodai

Iš pradžių pramoninis chloro gamybos metodas buvo pagrįstas Scheele metodu, ty piroluzito reakcija su druskos rūgštimi:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

1867 m. Deacon sukūrė chloro gamybos metodą, kataliziškai oksiduojant vandenilio chloridą su atmosferos deguonimi. Deacon procesas šiuo metu naudojamas chlorui išgauti iš vandenilio chlorido, šalutinio pramoninio organinių junginių chlorinimo produkto.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Šiandien chloras yra gaminamas pramoniniu mastu kartu su natrio hidroksidu ir vandeniliu elektrolizės būdu natrio chlorido tirpale:

2NaCl + 2H 2O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anodas: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 Katodas: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Kadangi vandens elektrolizė vyksta lygiagrečiai su natrio chlorido elektrolize, visa lygtis gali būti išreikšta taip:

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

Naudojami trys elektrocheminio chloro gamybos metodo variantai. Du iš jų – elektrolizė kietuoju katodu: diafragmos ir membranos metodai, trečioji – elektrolizė skysto gyvsidabrio katodu (gyvsidabrio gamybos būdas). Iš elektrocheminių gamybos būdų gyvsidabrio katodo elektrolizė yra lengviausias ir patogiausias būdas, tačiau šis metodas daro didelę žalą aplinkai dėl metalinio gyvsidabrio išgaravimo ir nuotėkio.

Diafragmos metodas su kietuoju katodu

Ląstelės ertmė akyta asbesto pertvara – diafragma – padalinta į katodo ir anodo erdvę, kur atitinkamai yra elemento katodas ir anodas. Todėl toks elektrolizatorius dažnai vadinamas diafragmine elektrolize, o gamybos būdas – diafragminė elektrolizė. Prisotinto anolito (NaCl tirpalo) srautas nuolat patenka į diafragmos elemento anodo erdvę. Dėl elektrocheminio proceso anode išsiskiria chloras dėl halito irimo, o vandenilis – katode dėl vandens irimo. Šiuo atveju beveik katodo zona yra praturtinta natrio hidroksidu.

Membraninis metodas su kietu katodu

Membraninis metodas iš esmės panašus į diafragmos metodą, tačiau anodo ir katodo erdvės yra atskirtos katijonų mainų polimerine membrana. Membranos gamybos būdas yra efektyvesnis nei diafragmos metodas, tačiau jį naudoti sunkiau.

Gyvsidabrio metodas su skystu katodu

Procesas atliekamas elektrolitinėje vonioje, kurią sudaro elektrolizatorius, skaidytojas ir gyvsidabrio siurblys, sujungti ryšiais. Elektrolitinėje vonioje, veikiant gyvsidabrio siurbliui, gyvsidabris cirkuliuoja, eidamas per elektrolizatorių ir skaidiklį. Elektrolizatoriaus katodas yra gyvsidabrio srovė. Anodai – grafitas arba mažas susidėvėjimas. Kartu su gyvsidabriu per elektrolizatorių nuolat teka anolito, natrio chlorido tirpalo, srovė. Dėl elektrocheminio chlorido skaidymo prie anodo susidaro chloro molekulės, o išsiskyręs natris katode ištirpsta gyvsidabriu, sudarydamas amalgamą.

Laboratoriniai metodai

Laboratorijose chlorui gauti dažniausiai naudojami procesai, pagrįsti vandenilio chlorido oksidavimu stipriais oksidatoriais (pavyzdžiui, mangano (IV) oksidu, kalio permanganatu, kalio dichromatu):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8H 2O K 2Cr 2O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Chloro saugojimas

Pagamintas chloras laikomas specialiose „cisternose“ arba pumpuojamas į aukšto slėgio plieninius cilindrus. Balionai su slėgiu skystu chloru turi ypatingą spalvą - pelkės spalvą. Atkreiptinas dėmesys, kad ilgai naudojant chloro balionus juose kaupiasi itin sprogus azoto trichloridas, todėl laikas nuo laiko chloro balionus reikia reguliariai praplauti ir išvalyti nuo azoto chlorido.

Chloro kokybės standartai

Pagal GOST 6718-93 „Skystas chloras. Specifikacijos“ gaminamas šių rūšių chloras

Taikymas

Chloras naudojamas daugelyje pramonės šakų, mokslo ir buities reikmėms:

• Gaminant polivinilchloridą, plastiko mišinius, sintetinę kaučiuką, iš kurių gaminama: laidų izoliacija, langų profiliai, pakavimo medžiagos, drabužiai ir avalynė, linoleumo ir gramofono plokštelės, lakai, įranga ir putplastis, žaislai, instrumentų dalys, Statybinės medžiagos. Polivinilchloridas gaminamas polimerizuojant vinilchloridą, kuris šiandien dažniausiai gaunamas iš etileno chloro subalansuotu būdu per tarpinį 1,2-dichloretaną.
• Chloro balinimo savybės žinomos nuo seno, nors „balina“ ne pats chloras, o atominis deguonis, kuris susidaro irstant hipochloro rūgščiai: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Šis audinių, popieriaus, kartono balinimo būdas buvo naudojamas šimtmečius.
• Chlororganinių insekticidų gamyba – medžiagos, naikinančios pasėliams kenksmingus vabzdžius, tačiau saugios augalams. Nemaža dalis pagaminamo chloro išleidžiama augalų apsaugos produktams gauti. Vienas iš svarbiausių insekticidų yra heksachlorcikloheksanas (dažnai vadinamas heksachloranu). Šią medžiagą 1825 m. pirmą kartą susintetino Faradėjus, tačiau praktiškai ji buvo pritaikyta tik po daugiau nei 100 metų – XX amžiaus 30-aisiais.
• Jis buvo naudojamas kaip cheminės kovos priemonė, taip pat kitų cheminių kovinių medžiagų gamybai: garstyčioms, fosgenui.
• Vandens dezinfekcijai – „chloravimas“. Dažniausias geriamojo vandens dezinfekavimo būdas; remiasi laisvo chloro ir jo junginių gebėjimu slopinti mikroorganizmų fermentų sistemas, kurios katalizuoja redokso procesus. Geriamojo vandens dezinfekcijai naudojamas chloras, chloro dioksidas, chloraminas ir baliklis. SanPiN 2.1.4.1074-01 nustato šias leistino laisvojo likutinio chloro kiekio geriamajame vandenyje iš centralizuoto vandens tiekimo 0,3–0,5 mg / l ribas (koridorių). Nemažai mokslininkų ir net politikų Rusijoje kritikuoja pačią vandentiekio vandens chloravimo koncepciją, tačiau jie negali pasiūlyti alternatyvos dezinfekuojamajam chloro junginių poveikiui. Medžiagos, iš kurių gaminami vandens vamzdžiai, skirtingai sąveikauja su chloruotu vandentiekio vandeniu. Vandenyje iš čiaupo esantis laisvas chloras žymiai sumažina vamzdynų, kurių pagrindą sudaro poliolefinai, eksploatavimo laiką: įvairių tipų polietileniniai vamzdžiai, įskaitant ir skersinį polietileną, plačiau žinomą kaip PEX (PEX, PE-X). JAV, siekdamos kontroliuoti vamzdynų, pagamintų iš polimerinių medžiagų, naudojamų vandens tiekimo sistemose su chloruotu vandeniu, įleidimą, buvo priversti priimti 3 standartus: ASTM F2023 vamzdžiams, pagamintiems iš kryžminio polietileno (PEX) ir karšto chloruoto vandens, ASTM F2263 – visiems polietileniniams vamzdžiams ir chloruotam vandeniui, o ASTM F2330 – daugiasluoksniams (metalo polimerų) vamzdžiams ir karštam chloruotam vandeniui. Kalbant apie ilgaamžiškumą sąveikaujant su chloruotu vandeniu, variniai vandens vamzdžiai rodo teigiamus rezultatus.
• Maisto pramonėje registruotas kaip maisto priedas E925.
• Cheminėje druskos rūgšties, baliklio, bertoleto druskos, metalų chloridų, nuodų, vaistų, trąšų gamyboje.
• Metalurgijoje grynų metalų gamybai: titano, alavo, tantalo, niobio.
• Kaip saulės neutrinų indikatorius chloro-argono detektoriuose.

Daugelis išsivysčiusių šalių stengiasi apriboti chloro naudojimą namuose, be kita ko, todėl, kad deginant chloro turinčias šiukšles susidaro didelis kiekis dioksinų.

Biologinis vaidmuo

Chloras yra vienas iš svarbiausių biogeninių elementų ir yra visų gyvų organizmų dalis.

Gyvūnų ir žmonių organizme chlorido jonai dalyvauja palaikant osmosinę pusiausvyrą, chlorido jonai turi optimalų spindulį prasiskverbti per ląstelės membraną. Tai paaiškina jo bendrą dalyvavimą su natrio ir kalio jonais kuriant pastovų osmosinį slėgį ir reguliuojant vandens-druskos apykaitą. Veikiami GABA (neurotransmiterio), chlorido jonai slopina neuronus, sumažindami veikimo potencialą. Chlorido jonai skrandyje sukuria palankią aplinką skrandžio sulčių proteolitinių fermentų veikimui. Chloro kanalų yra daugelyje ląstelių tipų, mitochondrijų membranose ir griaučių raumenyse. Šie kanalai atlieka svarbias skysčių tūrio reguliavimo, transepitelinio jonų pernešimo ir membranų potencialų stabilizavimo funkcijas, dalyvauja palaikant ląstelės pH. Chloras kaupiasi visceraliniuose audiniuose, odoje ir griaučių raumenyse. Chloras daugiausia absorbuojamas storojoje žarnoje. Chloro absorbcija ir išskyrimas yra glaudžiai susiję su natrio jonais ir bikarbonatais, kiek mažesniu mastu su mineralokortikoidais ir Na + /K + -ATP-azės aktyvumu. 10-15% viso chloro ląstelės sukaupia, nuo 1/3 iki 1/2 - eritrocituose. Apie 85% chloro yra tarpląstelinėje erdvėje. Chloras iš organizmo pasišalina daugiausia su šlapimu (90-95%), išmatomis (4-8%) ir per odą (iki 2%). Chloro išsiskyrimas yra susijęs su natrio ir kalio jonais, o kartu su HCO 3 - (rūgščių-šarmų balansas).

Žmogus per dieną suvartoja 5-10 g NaCl. Minimalus žmogaus poreikis chlorui yra apie 800 mg per dieną. Kūdikis reikiamą chloro kiekį gauna per motinos pieną, kuriame yra 11 mmol/l chloro. NaCl būtinas druskos rūgšties gamybai skrandyje, kuri skatina virškinimą ir patogeninių bakterijų naikinimą. Šiuo metu chloro vaidmuo sergant tam tikromis žmonių ligomis nėra gerai suprantamas, daugiausia dėl nedidelio tyrimų skaičiaus. Pakanka pasakyti, kad net rekomendacijos dėl chloro paros normos nebuvo parengtos. Žmogaus raumenų audinyje yra 0,20-0,52% chloro, kauluose - 0,09%; kraujyje - 2,89 g / l. Vidutinio žmogaus (kūno svoris 70 kg) organizme 95 g chloro. Kasdien su maistu žmogus gauna 3-6 g chloro, kurio perteklius padengia šio elemento poreikį.

Chloro jonai yra gyvybiškai svarbūs augalams. Chloras dalyvauja energijos apykaitoje augaluose, aktyvindamas oksidacinį fosforilinimą. Jis būtinas deguonies susidarymui fotosintezės procese iš izoliuotų chloroplastų, stimuliuoja pagalbinius fotosintezės procesus, pirmiausia susijusius su energijos kaupimu. Chloras teigiamai veikia deguonies, kalio, kalcio ir magnio junginių įsisavinimą iš šaknų. Per didelė chloro jonų koncentracija augaluose taip pat gali turėti neigiamą pusę, pavyzdžiui, sumažinti chlorofilo kiekį, fotosintezės aktyvumą, sulėtinti augalų augimą ir vystymąsi.

Tačiau yra augalų, kurie evoliucijos procese arba prisitaikė prie dirvožemio druskingumo, arba, kovodami dėl vietos, užėmė tuščias druskingąsias pelkes, kuriose nėra konkurencijos. Augalai, augantys druskingoje dirvoje, vadinami halofitais, jie kaupia chloridą auginimo sezono metu, o tada atsikrato pertekliaus per lapų kritimą arba išskiria chloridą ant lapų ir šakų paviršiaus ir gauna dvigubą naudą – paviršių užtemdo nuo saulės spindulių.

Tarp mikroorganizmų taip pat žinomi halofilai – halobakterijos – gyvenančios labai druskinguose vandenyse ar dirvožemyje.

Veikimo ypatybės ir atsargumo priemonės

Chloras yra nuodingos dusinančios dujos, kurios, patekusios į plaučius, sukelia plaučių audinio nudegimus, uždusimą. Jis turi dirginantį poveikį kvėpavimo takams, kai koncentracija ore yra apie 0,006 mg/l (t. y. dvigubai didesnė už chloro kvapo slenkstį). Chloras buvo viena iš pirmųjų cheminių karinių medžiagų, kurias Vokietija panaudojo Pirmajame pasauliniame kare. Dirbant su chloru, reikia dėvėti apsauginius drabužius, dujokaukes ir pirštines. Trumpą laiką kvėpavimo organus nuo chloro patekimo galima apsaugoti skuduriniu tvarsčiu, sudrėkintu natrio sulfito Na 2 SO 3 arba natrio tiosulfato Na 2 S 2 O 3 tirpalu.

Chloro MPC atmosferos ore yra toks: vidutinis paros kiekis - 0,03 mg/m³; didžiausias vienkartinis - 0,1 mg / m³; pramonės įmonės darbo patalpose - 1 mg / m³.