Хлордың ашылу тарихы[өңдеу | қайнарын қарау]
См. сондай-ақ: Мурий
Қосылым сутегі — газ тәріздес хлороводород — алғашқы рет алынды Джозеф Пристли 1772 ж. Хлор алынды 1774 жылы швед химик Карл Вильгельмом Шееле, описавшим оны бөлу кезінде өзара іс-қимыл пиролюзит тұз қышқылымен өзінің трактатында туралы пиролюзите:

{\displaystyle {\mathsf {4HCl+MnO_{2}\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}} {\mathsf {4HCl+MnO_{2}\rightarrow MnCl_{2}+Cl_{2}\uparrow +2H_{2}O}}
Шееле деді хлордың иісі, ұқсас иісі бар патша арақ, оның қабілеті өзара іс-қимыл алтынмен және киноварью, сондай-ақ, оның ағарту қасиеттері. Алайда Шееле сәйкес господствовавшей химия уақыт теориясының флогистона, бұл ұсынды, хлор білдіреді дефлогистированную муриевую (соляную) қышқылы. Бертолле және лавуазье өзара бөліп алады шеңберінде оттегі теориясы қышқылдар обосновали жаңа зат болуы тиіс тотығымен гипотетического элементтің мурия. Алайда талпыныстары, оны бөлу қалған безуспешными дейін жұмыстар. Дэви, оған электролизімен алдық таратуға қайнатылған тұз ” натрий және хлор, дәлелдеді элементарную табиғатты соңғы.

1811 ж. Дэви үшін ұсынды, жаңа элементтің атауы “хлорин” (chlorine). Араға жылы Ж. Гей-Люссак “қысқартты” атауы дейін хлор (chlore). Сол 1811 жылы неміс физигі Иоганн Швейгер үшін ұсынды, хлор атауы “галоген” (сөзбе-сөз солерод), алайда, кейіннен бұл термин еңбекқор үшін бүкіл 17-ші (VIIA) адамдар тобының элементтері кіретін және хлор[4].

1826 жылы атом массасы хлор болатын жоғары дәлдікпен анықталған, швед химик Йенсом Якобом Берцелиусом (айырмашылығы қазіргі заманғы деректер көп емес 0,1 %)[5].

Табиғатта таралуы[өңдеу | қайнарын қарау]
Табиғатта кездеседі, екі изотоптың хлор 35Cl мен 37Cl. Жер қыртысында хлор ең көп таралған галоген. Хлор өте белсенді ол тікелей жалғанады дерлік барлық элементтері бар периодтық жүйесі. Сондықтан, табиғатта ол ғана кездеседі түрінде қосылыстар құрамында минералдар: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl2·6Н2О, карналлит KCl·MgCl2·6Н2О, каинита KCl·MgSO4·3Н2О. Ең үлкен қорлары хлор бар және құрамында тұз су теңіздер мен мұхиттар (мазмұны теңіз суында 19 г/л, [6]). Үлесіне хлор келеді 0,025 % жалпы санынан атомдар жер қыртысының; кларковое саны хлор — 0,017 %. Адам организмі құрамында 0,25 % хлор иондарының массасы бойынша. Адамның және жануарлардың организмінде хлор бар негізінен межклеточных сұйықтықтарда (оның ішінде қан) және маңызды рөл атқарады реттеу осмотических процестер, сондай-ақ процестерінде жұмысымен байланысты жүйке жасушалары.

Кездегі изотоптық құрам[өңдеу | қайнарын қарау]
Толық мақаласы: хлор Изотоптар
Табиғатта кездеседі, 2 тұрақты изотоптың хлор: жаппай саны 35 және 37. Үлесін олардың мазмұны тиісінше тең 75,78 % 24,22 %[7]. Қасиеттері тұрақты және кейбір радиоактивті изотоптардың хлор кестеде:

Изотоп Салыстырмалы салмағы, а. е. м. жартылай ыдырау Кезеңі ыдырау Түрі Ядролық спин
35Cl 34,968852721 Тұрақты — 3/2
36Cl 35,9683069 301 мың жыл β-ыдырауы в 36Ar 0
37Cl 36,96590262 Тұрақты — 3/2
38Cl 37,9680106 37,2 минут β-ыдырауы в 38Ar 2
39Cl 38,968009 55,6 минут β-ыдырауы в 39Ar 3/2
40Cl 39,97042 1,38 минут β-ыдырауы в 40Ar 2
41Cl 40,9707 34 c β-ыдырауы в 41Ar
42Cl 41,9732 46,8 c β-ыдырауы в 42Ar
43Cl 42,9742 3,3 c β-ыдырауы в 43Ar
Физикалық және химиялық қасиеттері[өңдеу | қайнарын қарау]

Хлор ампулада
Қалыпты жағдайында хлор — сарғыш-жасыл газ удушающим иісі бар. Оның кейбір физикалық қасиеттері кестеде көрсетілген.

Деген Жол Қасиеті Мәні[8]
Түсі (газ) Сары-жасыл
Қайнау температурасы -34 °C
Балқу температурасы -100 °C
Ыдырау температурасы
(диссоциации арналған атомдары) ~1400 °C
Тығыздығы (газ, н. к. у.) 3,214 г/л
Сродство к электрону атом 3,65 эВ
Бірінші иондану энергиясы 12,97 эВ
Жылусиымдылық (298 К, газ) 34,94 Дж/(моль·K)
Сыни температурасы 144 °C
Сыни қысым 76 атм
Стандартты энтальпия (298 К, газ) 0 кДж/моль
Стандартты энтропия (298 К, газ) 222,9 Дж/(моль·K)
Балқу энтальпиясы 6,406 кДж/моль
Энтальпия қайнау 20,41 кДж/моль
Энергия гомолитического үзілген байланыс Х—Х 243 кДж/моль
Энергия гетеролитического үзілген байланыс Х—Х 1150 кДж/моль
Иондану энергиясы 1255 кДж/моль
Энергия сродства к электрону 349 кДж/моль
Атом радиусы 0,073 нм
Электроотрицательность бойынша Полингу 3,20
Электроотрицательность бойынша Оллреду — Рохову 2,83
Тұрақты тотығу дәрежесі -1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7
Газ тәріздес хлор салыстырмалы оңай сжижается. Бастап қысым 0,8 МПа (8 атм), хлор болады сұйық қазірдің өзінде бөлме температурасында. Дейін салқындату кезінде температурасы -34 °C хлор айналады да сұйық кезінде қалыпты атмосфералық қысым. Сұйық хлор — сарғыш-жасыл түсті сұйықтық, эмитенттің өте жоғары коррозиялық әсерінен есебінен жоғары концентрациясы молекулалардың). Арттыра отырып, қысым, қол жеткізуге болады өмір сүру сұйық хлор дейін температура +144 °C сыни температура) кезінде сыни қысымы 7,6 МПа.

Төмен температурада -101 °C сұйық хлор кристалданады орторомбическую торды отырып, кеңістіктік тобы Cmca және параметрлері a = 6,29 Å b = 4,50 Å, c = 8,21 Å[9]. Төмен 100 орторомбическая модификациясы кристалдық хлор ауысады тетрагональную бар кеңістіктік тобына P42/ncm мен тор параметрлері a = 8,56 Å және c = 6,12 Å[9].

Ерігіштігі[היום-מחר
Еріткіш Ерігіштігі г/100 г
Бензол Ериді
Су[10] (0 °C) 1,48
Су (20 °C) 0,96
Су (25 °C) 0,65
Су (40 °C) 0,46
Су (60 °C) 0,38
Су (80 °C) 0,22
Тетрахлорметан (0 °C) 31,4
Тетрахлорметан (19 °C) 17,61
Тетрахлорметан (40 °C) 11
Хлороформ Жақсы ериді
TiCl4, SiCl4, SnCl4 Ериді
Дәрежесі диссоциации молекулалар хлор Cl2 → 2Cl кезінде 1000 – тең 2,07·10-4%, ал 2500 — 0,909 %.

Шегі қабылдау иісі ауада 2-3 мг/м3.

Бойынша электр өткізгіштігінің сұйық хлор арасында орын алады ең мықты изоляторларының: ол өткізеді ток шамамен миллиард рет қарағанда нашар тазартылған су, 1022 рет нашар күміс. Дыбыс жылдамдығы, газ түріндегі хлоре шамамен бір жарым есеге аз, ауада.

Химиялық қасиеттері[өңдеу | қайнарын қарау]
Құрылымы электрондық қабығының[היום-מחר
“Валентном деңгейде атом хлор бар 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, сондықтан валентность тең, 1 атом хлор, өте тұрақты. Қатысу есебінен атоме хлор тағайындалмаған орбитали d-кіші атом хлор мүмкін танытуға және басқа да тотығу дәрежесі. Схемасы қозған күйлердің атомы:

Валентность Ықтимал
тотығу дәрежесі Электронды жағдайы
валенттілік деңгейінің Мысалы қосылыстар
I +1, -1, 0 3s2 3p5 NaCl, NaClO, Cl2
ІІІ +3 3s2 3p4 3d1 NaClO2
V +5 3s2 3p3 3d2 KClO3
VII +7 3s1 3p3 3d3 KClO4
Сондай-ақ, белгілі қосылыстар хлор, атом хлор формальды танытады валентности IV және VI, мысалы, ClO2 және Cl2O6. Алайда оксиді хлор(IV) болып табылады радикалом, яғни ол бір неспаренный электрон, ал оксиді хлор(VI) құрамында екі атом хлор бар, тотығу дәрежесі +5 және +7.

Өзара іс-қимыл металдармен[היום-מחר
Хлор тікелей жауап барлығымен дерлік металдармен (кейбір қатысуымен ғана ылғал немесе қыздырғанда):

{\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl}}} {\mathsf {2Na+Cl_{2}\rightarrow 2NaCl}}
{\displaystyle {\mathsf {2Sb+3Cl_{2}\rightarrow 2SbCl_{3}}}} {\mathsf {2Sb+3Cl_{2}\rightarrow 2SbCl_{3}}}
{\displaystyle {\mathsf {2Fe+3Cl_{2}\rightarrow 2FeCl_{3}}}} \mathsf{2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3}
Өзара іс-қимыл неметаллами[היום-מחר
C неметаллами басқа көміртегі, азот, фтор, оттегі және инертті газдар) құрады тиісті хлоридтер.

{\displaystyle {\mathsf {5Cl_{2}+2P\rightarrow 2PCl_{5}}},} {\mathsf {5Cl_{2}+2P\rightarrow 2PCl_{5}}},
{\displaystyle {\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}} {\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}
немесе

{\displaystyle {\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}.} {\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}.
Жарықта немесе қыздырғанда белсенді әрекет етеді (кейде жарылыспен) сутегімен бойынша түбегейлі-цепному механизмі. Қоспадағы хлордың сутегімен, құрамында жылғы 5,8 дейін 88,3 % сутегі, взрываются сәулеленген кезде біліммен хлороводорода. Қоспасы хлордың сутегімен шағын шоғырлануы жанып түссіз[11] немесе сары-жасыл жалынмен. Ең жоғарғы температура водородно-хлорлы жалынның 2200 °C.

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}.} {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}.
Оттегі хлор түзеді оксиді (- баптан Оксидтері, хлор), онда ол танытады тотығу дәрежесі +1-ден +7: Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7. Олар өткір иісі, термиялық және фотохимически нестабильны, бейім жарылыс ыдырауға.

Кезде реакция фтор құрылады емес, хлорид, ал фторидтер:

{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+F_{2}\rightarrow 2ClF}},} {\mathsf {Cl_{2}+F_{2}\rightarrow 2ClF}},
{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+3F_{2}\rightarrow 2ClF_{3}}},} {\mathsf {Cl_{2}+3F_{2}\rightarrow 2ClF_{3}}},
{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+5F_{2}\rightarrow 2ClF_{5}}}.} {\mathsf {Cl_{2}+5F_{2}\rightarrow 2ClF_{5}}}.
Белгілі фтор, хлор(I), хлор фториді(III) пен хлор фториді(V) (ClF, ClF3 және ClF5) Мүмкін синтезированы элементтер, тотығу дәрежесі, хлор өзгеріп шарттарына байланысты синтез. Барлық олар бөлме температурасында түссіз улы ауыр газдар күшті тітіркендіргіш иісі бар. Күшті тотықтырғыштар, жауап берсе, сумен және шыны. Ретінде пайдаланылады фторирующие агенттер.

Басқа да қасиеттері[өңдеу | қайнарын қарау]
Хлор ығыстырады бром және иод олардың қосылыстарының сутегімен және металдармен:

{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2HBr\rightarrow Br_{2}+2HCl}}} {\mathsf {Cl_{2}+2HBr\rightarrow Br_{2}+2HCl}}
{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaI\rightarrow I_{2}+2NaCl}}} {\mathsf {Cl_{2}+2NaI\rightarrow I_{2}+2NaCl}}
Кезде реакция монооксидом көміртек құрылады, фосген: