Hlors ir zaļgani dzeltena gāze istabas temperatūrā un atmosfēras spiediens . Tas ir divarpus reizes smagāks par gaisu. Tas kļūst par šķidrumu temperatūrā -34 ° C (-29 ° F). Tam ir aizrīšanās smarža, un ieelpošana izraisa nosmakšanu, krūškurvja saspiešanu, sasprindzinājumu kaklā un pēc smagas iedarbības plaušu tūsku (piepildīšanu ar šķidrumu). Dažu minūšu laikā nāve izraisa tikai vienu promiles gaisa daudzumu, bet var pieļaut mazāk nekā vienu promiļu. Hlors bija pirmā ķīmiskajā karā izmantotā gāze Pirmais pasaules karš . Gāzi viegli sašķidrina, atdzesējot vai ar dažu atmosfēru spiedienu parastajā temperatūrā.
Hloram ir augsta elektronegativitāte un augsta elektronu afinitāte, pēdējā ir pat nedaudz augstāka nekā fluora. The radniecība hlora atdeve ūdeņradim ir tik liela, ka reakcija notiek ar sprādzienbīstamu vardarbību gaismā, kā parādīts šajā vienādojumā (kur h ν ir gaisma):
Ogļu klātbūtnē hlora un ūdeņraža savienojums tumsā notiek ātri (bet bez eksplozijas). Ūdeņraža strūkla sadedzinās hlorā ar sudrabotu liesmu. Tā augstā afinitāte pret ūdeņradi ļauj hloram reaģēt ar daudziem savienojumi kas satur ūdeņradi. Hlors reaģē ar ogļūdeņražiem, piemēram, secīgi aizvietojot ūdeņraža atomus ar hlora atomiem. Ja ogļūdeņradis ir nepiesātināts, hlora atomi viegli pievienojas divkāršajai vai trīskāršajai saitei.
Hlora molekulas sastāv no diviem atomiem (Cldivi). Hlors apvienojas ar gandrīz visiem elementiem, izņemot vieglākas cēlās gāzes, iegūstot hlorīdus; tie metāli ir jonu kristāli , turpretim pusmetālu un nemetālu pārsvarā ir molekulāri.
Reakcijas ar hloru produkti parasti ir hlorīdi ar augstu oksidācijas skaitli, piemēram, dzelzs trihlorīds (FeCl3), ticēt tetrahlorīds (SnCl4) vai antimona pentahlorīds (SbCl5), taču jāatzīmē, ka hlorīds ar vislielāko konkrētā elementa oksidācijas skaitli bieži ir zemākā oksidācijas stāvoklī nekā fluors ar visaugstāko oksidācijas skaitu. Tādējādi vanādijs veido pentafluorīdu, turpretim pentahlorīds nav zināms, un sērs dod heksafluorīdu, bet ne heksahlorīdu. Ar sēru pat tetrahlorīds ir nestabils.
Papildus dažu hlorīdu −1 oksidācijas pakāpēm hloram ir attiecīgi +1, +3, +5 un +7 oksidācijas pakāpes šādos jonos: hipohlorīts (ClO-), hlorīts (ClO-divi), hlorāts (ClO-3) un perhlorāts (ClO-4). Pieci oksīdi - hlora monoksīds (CldiviO), hlora dioksīds (ClOdivi), hlora perhlorāts (CldiviVAI4), dihlora heksoksīds (CldiviVAI6) un dihlordeptoxide (CldiviVAI7) - visi ir ļoti reaktīvi un nestabili, ir netieši sintezēti. Hlors var iziet pievienošanās vai aizstāšanas reakcijas ar organiskiem savienojumiem.
Hlors izspiež smagāko, mazāk elektronegatīvo halogēni , broms un jodu no savienojumiem. Piemēram, bromīdu nobīde notiek saskaņā ar šādu vienādojumu:
Turklāt tas pārvērš vairākus oksīdus hlorīdos. Piemērs ir dzelzs trioksīda pārveidošana par atbilstošo hlorīdu:
Hlors vidēji šķīst ūdenī ūdens , iegūstot hlora ūdeni, un no šī šķīduma ir ideāls cietais hidrāts sastāvs , Cldivi∙ 7,66HdiviIegūst O. Šo hidrātu raksturo struktūra, kas ir atvērtāka nekā ledus; vienības šūna satur 46 ūdens molekulas un 6 dobumus, kas piemēroti hlora molekulām. Kad hidrāts stāv, notiek disproporcija; tas ir, viens hlora atoms molekulā tiek oksidēts, bet otrs ir reducēts. Tajā pašā laikā šķīdums kļūst skābs, kā parādīts šādā vienādojumā:
kas bija zeloti un kāpēc viņi bija svarīgi
kurā oksidācijas skaitļi ir uzrakstīti virs atomu simboliem. Hlora ūdens zaudē savu efektivitāte kā oksidētājs stāvot, jo hipohlorskābe pakāpeniski sadalās. Hlora reakcija ar sārma šķīdumiem rada oksiskābju sāļus.
Pirmā hlora jonizācijas enerģija ir augsta. Lai gan pozitīvā oksidācijas stāvoklī esošie joni nav ļoti stabili, augstus oksidācijas skaitļus stabilizē koordinācija, galvenokārt ar skābekli un fluoru. Šādos savienojumos saikne galvenokārt ir kovalenta, un hlors spēj uzrādīt oksidācijas skaitļus +1, +3, +4, +5, +6 un +7.
Copyright © Visas Tiesības Aizsargātas | asayamind.com