Hlors: ķīmiskais elements

Hlors pieder pie halogēniem un tam piemīt tipiskas nemetālu īpašības. Brīvā veidā hlors ir toksiska, korozīva, relatīvi viegli sašķidrināma gāze, kas sastāv no divatomu molekulām Cl₂. Brīvā veidā dabā hlors ir sastopams dažās vulkāniskajās gāzēs. Savienojumu veidā hlors ir sastopams galvenokārt hlorūdeņražskābes (sālsskābes) sāļu (hlorīdu) veidā, gan nogulumos cietā veidā, gan arī izšķīduši jūras ūdenī. Hloram ir iespējamas oksidēšanas pakāpes no -1 (hlorīdos) līdz +7 (perhlorātos). Pozitīvas oksidācijas pakāpes hloram ir galvenokārt savienojumos ar skābekli un fluoru. Tam ir divi stabili izotopi: hlors-35 un hlors-37.

Hlors
17 7 8 2 Cl 35,453 g/mol [Ne]3s23p5
Gāzveida hlors pudelē un hlora molekulas struktūrformula ar starpatomu attālumu
Oksidēšanas pakāpes	+7, +6, +5, +4, +3, +1, −1
Elektronegativitāte	3,16
Blīvums	3,214 kg/m3
Kušanas temperatūra	71,6 K (-101,5 °C)
Viršanas temperatūra	239,11 K (-34,04 °C)

Hloru 1774. gadā pirmo reizi izolēja zviedru ķīmiķis Kārlis Vilhelms Šēle, bet 1810. gadā sers Hamfrijs Deivijs (Humphry Davy) to izdalīja kā atsevišķu ķīmisko elementu. Hlora nosaukums ir radies no grieķu vārda χλωρóς (khlôros), kas nozīmē "gaiši zaļš".

Hlora fizikālās īpašības

Normālos apstākļos hlors veido divatomu molekulu Cl₂. Hlors ir dzeltenzaļa gāze ar asu smaku. Tā blīvums ir 3,214 kg/m³. Hlors reaģē ar visiem metāliem un arī ar ūdeņradi. Tā viršanas temperatūra ir -34,04 °C, bet kušanas temperatūra ir -101,5 °C.

Hlora ķīmiskās īpašības

 

Hlors ir halogēns, tāpat kā fluors, broms, jods un astats. Hlors ir spēcīgs oksidētājs. Hlors reaģē ar ļoti daudzām vielām, visbiežāk veidojot hlorīdus, kas ir hlora binārie savienojumi ar elementiem, kas ir mazāk elektronegatīvi par to.

Hlora savienojumi ar skābekli

Savienojumi, kur hlora oksidēšanas pakāpe ir mazāka par +5, parasti ir visai nestabili un ātri sadalās (hlorapskābe, hlorpaskābe un to sāļi). Hlorskābe HClO₃ un perhlorskābe HClO₄, kā arī to sāļi ir stabilāki un patvaļīgi nesadalās. Tos lieto par oksidētājiem raķešdegvielās un sprāgstvielās.

Pārtikā un citur izmanto nātrija hlorīdu NaCl, ko sauc par vārāmo sāli. Hlora šķīdumu ūdenī sauc par hlorūdeni. Šāds ūdens tiek izmantots dezinfekcijai, piemēram, ūdens attīrīšanas stacijās un peldbaseinos. Hloru izmanto arī audumu balināšanā un papīra ražošanā. Tas ir arī daudzu medikamentu, krāsvielu, plastmasu un citu vielu sastāvā. Kālija hlorīds (KCl) tiek izmantots kā mēslojums.

•   Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Hlors.

• Latvijas Nacionālās enciklopēdijas šķirklis
• Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
• Brockhaus Enzyklopädie raksts (vāciski)
• Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)
• Encyclopædia Universalis raksts (franciski)
• Enciklopēdijas Krugosvet raksts (krieviski)

Šis ar ķīmiju saistītais raksts ir nepilnīgs. Jūs varat dot savu ieguldījumu Vikipēdijā, papildinot to. s d l

Ķīmisko elementu periodiskā tabula

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

Sārmu metāli

Sārmzemju metāli

Lantanīdi

Aktinīdi

Pārejas metāli

Citi metāli

Pusmetāli

Citi nemetāli

Halogēni

Cēlgāzes