სახე

მოყვითალო-მომწვანო აირი

ძირითადი თვისებები

დასახელება, სიმბოლო, ნომერი

ქლორი, Cl, 17

წარმოთქმა

ელემენტის კატეგორია

ჰალოგენი

ჯგუფი, პერიოდი, ბლოკი

17, 3, p

ატომური მასა

35.453(2) გ მოლი-1

ელექტრონული კონფიგურაცია

[Ne] 3s2 3p5

ელექტრონები ორბიტალებზე

2, 8, 7
(იხ. სურათი)

ფიზიკური თვისებები

აგრეგატული მდგომარეობა

აირი

სიმკვრივე

3.2 გ სმ-3

სიმკვრივე თხევად მგდომარეობაში (ლღობის ტემპერატურაზე)

___ გ სმ-3

ლღობის ტემპერატურა

171.6 K, -101.5˚C
-150.7 ˚F

დუღილის ტემპერატურა

239.11 K, -34.04 ˚C, -29.27 ˚F

კრიტიკული წერტილი

დნობის სითბო

(Cl2) 6.406 კჯ მოლი-1

აორთქლების სითბო

(Cl2) 20.41 კჯ მოლი-1

სპეციალური სითბოტევადობა

(25 ˚C)
(Cl2) 33.949 კჯმოლი-1
K-1

ორთლის წნევა
P(Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
T(K)-ზე 128 139 153 170 197 239

ატომური თვისებები

ჟანგვითი რიცხვები

7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1
(ძლიერი მჟავა ოქსიდი)

ელექტროუარყოფითობა

3.16 (პოლინგის შკალა)

იონიზაციის ენერგიები

I: 1251.2 კჯმოლი-1
II: 2298 კჯმოლი-1
III: 3822 კჯმოლი-1

ატომური რადიუსი

___ pm

კოვანელტური რადიუსი

102±4 pm

ვან დერ ვაალსის რადიუსი

175 pm

სხვადასხვა

კრისტალური სტრუქტურა

ორთორომბული

მაგნიტური მოწესრიგებულობა

დიამაგნიტური

კუთრი ელექტრული წინაღობა

(20˚C) > 10 ნΏ მ

სითბოგამტარობა

(300 K) 8.9x10-3 ვტმ-1K-1

სითბოგადაცემა

(25˚C) ___ µm m-1K-1

ბგერის სიჩქარე

(20˚C) (ა) 206 მ/წმ

იუნგის მოდული

___ გპა

შერის მოდული

___ გპა

ბულკის მოდული

___ გპა

სიმტკიცე მოსის მიხედვით

___

CAS-ის რეფისტრაციის ნომერი

7782-50-5

მდგრადი იზოტოპები

იზოტოპი NA ნახევარ-სიცოცხლე DM DE(MeV) DP
35Cl 75.77% 35Cl მდგრადია 18 ნეიტრონით
36Cl კვალი 3.01×105 y β-   0.709  36Ar 
ε     36
27Cl 24.23% 37Cl მდგრადია 20 ნეიტრონით

ქლორი

ქლორი (Chlorum) (ბერძ. chlōros – ღია მწვანეს ნიშნავს ), აღინიშნება სიმბოლოთი – Cl, დ.ი. მენდელეევის ელემენტთა პერიოდულობის ცხრილის VII ჯგუფის ქიმიური ელემენტია ატომური ნომრით 17, ხოლო ფარდობითი ატომური მასაა 35.453, tდნ- 101 °C, tდუღ - 34.05 °C, სიმკვრივე (აირადი ქლორისა) 3.214 კმ/მ³, ქლორი მოყვითალო-მომწვანო აირია და მიეკუთვნება ჰალოგენებს. მისი უმთავრესი ბუნებრივი ნაერთია ნატრიუმქლორიდი (NaCl) - სუფრის მარილი, რომელიც ზღვებსა და ოკეანეებში დაახლ. 3%–ის რაოდენობითაა. ის აგრეთვე დიდი რაოდენობითაა ზოგიერთ ტბასა და წყაროში, მოიპოვება ქვამარილის სახით (საქართველო, უკრაინა, ურალი). ქლორი გვხვდება მინერალების: გალენიტის (NaCl), სილვინის (KCl), სილვინიტის (KCl•NaCl), კარნალიტის(KCl•MgCl2•6H2O) სახით. ადამიანის სხეულში ქლორის რაოდენობა უდის 0.25%–ს მასით. იგი აუცილებელია ცოცხალი ორგანიზმებისათვის და მათ შორის ადამიანისათვის. ქლორი ტოქსიკური აირია. იგი აღიზიანებს სასუნთქ სისტემას. ქლორი ძლიერი დამჟანგველია.

 

 

ფიზიკური თვისებები

სტანდარტულ წნევას და ტემპერატურაზე ქლორის ორი ატომი წარმოქმნის ორატომიან ქლორის მოლეკულას. მოლეკულაში ატომები კოვალენტური ბმით არის შეერთებული, თუმცა ეს კავშირი შედარებით სუსტია (242.580 ±0.004 კჯ/მოლი), რაც Cl2 მოლეკულას ხდის ძლიერ აქტიურს. ქლორი მომწამლავი, მოყვითალო მწვანე ფერის, მხრჩოლავი გაზია. 6.6 ატ. წნევასა და 20 °C-ზე ქლორი ადვილად თხევადდება. 1 მოცულობა წყალში იხსნება 2.3 მოცულობა ქლორი.

აირადი ქლორი ჰაერზე 2.5–ჯერ მძიმეა. მისი ატომის გარე გარსი შეიცავს 7 ელექტრონს.

 

 

ქიმიური თვისებები

ფტორთან, ბრომთან, იოდთან და ასტატთან ერთად ქლორი წარმოადგენს ჰალოგენების ჯგუფს. ქლორი ძლიერ აქტიური ელემენტია. ქლორი წარმოქმნის შენაერთებს თითქმის ყველა ელემენტთან და იძლევა ქლორიდებს. გაზური ქლორი ურთიერთქმედებს ბევრ ორგანულ ნაერთთან.

განსაკუთრებით ადვილად უერთდება მეტალებს, როცა უკანასკნელი გავარვარებულია ან გაცხელებულია. ამის მაგალითია მეტალური ნატრიუმი. თუ მეტალურ ნატრიუმს ცეცხლს მოვუკიდებთ და შევიტანთ ქლორის არეში, ის კაშკაშა ალით დაიწყებს წვას. რეაქციის შედეგად მიიღება ნატრიუმის ქლორიდი:

2Na + Cl2 → 2NaCl + 196 კკალ.

ამ რეაქციას ახლავს სინათლისა და სითბოს გამოყოფა.

ურთიერთქმედება არამეტალებთან

არამეტალებთან (გარდა ნახშირბადისა, აზოტისა, და ზოგიერთი ინერტული აირისა) ურთიერთქმედებისას წარმოქმნის შესაბამის ქლორიდებს.

სინათლეზე ან გაცხელებისას ის ენერგიულად ურთიერთქმედებს წყალბადთან (ზოგჯერ აფეთქებით) რადიკალური ჩანაცვლების მექანიზმით . წყალბადის ქლორთან ნარევი, რომელიც შეიცავს 5.8–დან 88.3%–მდე წყალბადს, ფეთქდება დასხივებისას ქლორწყალბადის წარმოქმნით.

Cl2 + H2 → 2HCl

5Cl2 + 2P → 2PCl5

2S + Cl2 → S2Cl2

ქლორის ოქსიდები

ჟანგბადთან ქლორი წარმოქმნის სხვადასხვა ოქსიდებს, რომლებშიც ის ავლენს ჟანგვის ხარისხს +1–დან +7–მდე.

ქლორის ოქსიდებია:

Cl2O – ქლორის (I) ოქსიდი; დიქლორმონოქსიდი; ქვექლოროვან მჟავას ანჰიდრიდს უწოდებენ

ClO2 – ქლორის (IV) ოქსიდი; ქლორის დიოქსიდს უწოდებენ

Cl2O6 – ქლორის (VI) ოქსიდი; ქვექლორმჟავას ანჰიდრიდს უწოდებენ

Cl2O7 – ქლორის (VII) ოქსიდი; დიქლორჰეფტოქსიდი; ქლორმჟავას ანჰიდრიდს უწოდებენ

მათ აქვთ მძაფრი სუნი, თერმულად და ფოტოქიმიურად არასტაბილურები არიან და მიდრეკილნი არიან აფეთქებით დაშლისკენ.
Cl2O – გაზია, ის ადვილად თხევადდება ყავისფერ სითხეში, რომლის დუღილის ტემპერატურაა 20°C, მიიღება ქლორის მოქმედებით HgO – თან.

ის ფეთქებადი ნივთიერებაა, რომელიც იშლება ქლორად და ჟანგბადად, ხოლო წყალთან შეერთებით ქმნის ქვექლოროვან მჟავას:

Cl2O + H2O → 2HClO

ClO2 შეიძლება მივიღოთ ქლორატების გაცხელებით მჟაუნმჟავასთან:

2KClO3 + H2C2O4 → 2ClO2 + CO2 + K2CO3 + H2O

ClO2 – აირია 100°C-ზე თხევადდება მოწითალო – მოყავისფრო სითხეში, წყალთან ნელა რეაგირებს და წარმოქმნის HClO2 და HClO3.

ClO2 გამოიყენება ქაღალდის გასათეთრებლად, დეზინფექციისთვის და ა.შ.


Cl2O7 – ქლორმჟავას ანჰიდრიდი, სითხეა, დუღს 830°C-ზე, მიიღება ფოსფორის ანჰიდრიდის მოქმედებით ქლორმჟავაზე:

P2O5 + 6HClO4 → 3Cl2O7 + 2H3PO4

 

Cl2O7 - ძლიერი მჟანგავია, წყალთან ურთიერთქმედებისას წარმოქმნის ქლორმჟავას:

 

Cl2+7O7 + H2O → 2HClO4

 

ოქსიდები წყალში გახსნისას იძლევიან ჟანგბადიან მჟავებს, სადაც ქლორი ამჟღავნებს დადებით ჟანგვის ხარისხს. ქლორის ჟანგბადოვანი მჟავები და მათი შესაბამისი მარილები:

 

HClO – ქვექლოროვანი მჟავა; KClO– ჰიპოქლორიტი

HClO2 – ქლოროვანი მჟავა; KClO2– ქლორიტი

HClO3 – ქვექლორმჟავა; KClO3 – ქლორატი

HClO4 - ქლორმჟავა; KClO4 –პერქლორატი

ფტორთან ურთიერთქმედებისას კი წარმოქმნის არა ქლორიდს არამედ ფტორიდს.

Cl2 + 3F2 (ჭარბ.) → 2ClF3

სხვა თვისებები

ქლორი აძევებს ბრომს და იოდს მათი ნაერთებიდან:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl

ნახშირბადის მონოქსიდთან რეაქციის დროს წარმოქმნის ფოსგენს.

Cl2 + CO → COCl2

მშრალი კალციუმის ჰიდროქსიდის ქლორირებისას ღებულობენ ქლორიან კირს

Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O

ამიაკზე ქლორის ზემოქმედებით შესაძლებელია აზოტის ტრიქლორიდის მიღება:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

 

წყალში ან ტუტეში გახსნისას ქლორი დისპროპორციონირდება და წარმოიქმნება ქვექლოროვანი მჟავა HClO და მარილმჟავა HCl ; ან მათი მარილები.

Cl2 + H2O → HCl + HClO

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

ქლორი ძალიან ძლიერი დამჟანგველია

Cl2 + H2S → 2HCl + S

 

ქლორის წყალხსნარს იყენებენ ქსოვილებისა და ქაღალდის გასათეთრებლად.

 

 

რეაქციები ორგანულ ნითიერებებთან

ნაჯერ ნახშირწყალბადებთან:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H5Cl + HCl

უჯერ ნახშირწყალბადებტან მიმდინარეობს მიერთების რეაქცია

CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

არომატულ ნახსირწყალბადებში მიმდინარეობს ჩანაცვლების რეაქცია, კატალიზატორების თანაობისას (მაგალითად, AlCl3 ან FeCl3):

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

 

შენაერთები

ქლორის დაჟანგულობის ხარისხი იცვლება -1-დან +7-მდე, ელემენტური ქლორის დაჟანგულობის ხარისხი ნულის ტოლია (იხ.ცხრილი)

დაჟანგულობის ხარისხი სახელი ფორმულა შენაერთები
−1 ქლორიდები Cl− იონური ქლორი,
ორგანული ნაერთები,
 ქლორწყალბადმჟავა
0 ქლორი Cl2 ელემენტალური ქლორი
+1 ჰიპერქლორიდები ClO   ნატრიუმის ჰიპოქლორიტი,
კალციუმის ჰიპოქლორიტი
+3 ქლორატები ClO−2 ნატრიუმის ქლორატი
+4 ქლორის დიოქსიდი ClO2 ქლორატები
+5 ქლორატები  ClO−3 ნატრიუმის ქლორატი,
კალიუმის ქლორატი,
ქლორმჟავა 
+7 პერქლორატი  ClO-4 პერქლორმჟავა,
პერქლორატმარილები.
მაგ. მაგნიუმის პერქლორატი, დიქლორპეროქსიდი 

 

ინტერჰალოგენ ნაერთები

ქლორი ჟანგავს ბრომიდებს და იოდიდებს ბრომამდე და იოდამდე შესაბამისად, მაგრამ იგი ვერ ჟანგავს ფტორიდებს ფტორამდე და იძლევა სხვადასხვა ინტერჰალოგენიდებს, მაგალითად ქლორფტორიდები: ქლორმონოფტორიდი (ClF), ქლორტრიფტორიდი (ClF3), ქლორპენტაფტორიდი(ClF5).

ქლორორგანული ნაერთები

ქლორი ფართოდ გამოიყენება ორგანულ ქიმიაში ჩანაცვლებისა და მიერთების რეაქციებში. ძალიან ხშირად იგი განსაზღვრავს ორგანულ ნაერთთა თვისებებს, რაც ნაწილობრივ გამომდინარეობს მისი ელექტროუარყოფითობიდან.

მრავალი მნიშვნელოვანი სამრეწველო პროდუქტი იწარმოება ქლორორგანული შუალედური ნაერთებისაგან, ასეთებია პოლიკარბონატური, პოლიურეთანული, სილიციუმორგანული ნაერთები, პოლიტეტრაფტორეთილენი, კარბოქსილმეთილ ცელულოზა და პროპილენოქსიდი. სხვა ჰალოგენების მსგავსად ქლორი მონაწილეობს თავისუფალ-რადიკალური ჩანაცვლების რეაქციებში წყალბადშემცველ ორგანულ ნაერთებთან, სადაც ხშირად შეიძლება მივიღოთ იზომერული პროდუქტები.

ხშირად ძნელია კონტროლი ჩანაცვლების რეაქციებში და ადგილი აქვს მულტიჩანაცვლებული პროდუქტების მიღებას. ამის მაგალითს წარმოადგენს მეთანისაგან მეთილქლორიდის, მეთილენქლორიდის, ქლოროფორმის და ოთხქლორიანი ნახშირბადის, პროპილენიდან ალილქლორიდის, ტრიქლორეთილენის და 1.2-დიქლოეთანიდან ტეტრაქლორეთილენის მიღება. ქლორი შედის მიერთების რეაქციებში უჯერ ნაერთებთან - ეთილენთან და აცეტილენთან, არომატულ ნაერთებთან პირობების მიხედვით მონაწილეობს როგორც ჩანაცვლების ისე მიერთების რეაქციებში. ორგანული ქლორნაერთები ნუკლეოფილური ჩანაცვლების რეაქციებში ნაკლებ აქტიური არიან, მაგრამ ისინი უფრო იაფია. ისინი შეიძლება გააქტიურებული იქნენ ტოზილატ ჯგუფის ჩანაცვლებით ან კატალიზური ნატრიუმის იოდიდის გამოყენებით.

 

 

თხვადი ქლორის ანალიზი

გავრცელება

ბუნებაში ქლორი უმთავრესად გვხვდება ქლორიდიონების სახით, რომელიც წარმოადგენს მარილების შემადგენელ კომპონენტს. იგი გვხვდება დედამიწასა და ოკეანეებში. ზღვის წყლის დაახლოებით 1.9% მასით მოდის ქლორიდ იონზე. ქლორიდები დიდი რაოდენობითაა მკვდარ ზღვაში და მიწისქვეშა მარილიან ქანებში. ქლორიდების უმეტესობა წყალში ხსნადია, ამიტომ ქლორიდშემცველი მინერალების უმეტესობა ნაპოვნია მშრალ კლიმატიან ადგილებში ან მიწის ქვეშ ძალიან ღრმად. ყველაზე გავრცელებული მინერალები ჰალიტი (ნატრიუმის ქლორიდი), სილვიტი (კალიუმის ქლორიდი) და კარნალიტი (კალიუმმაგნიუმ ქლორიდ ჰექსაჰიდრატი). ბუნებაში გავრცელებული 2000-ზე მეტი ქლორორგანული ნაერთია ცნობილი. ქლორი მცირე რაოდენობით არის მცენარეულ და ცხოველურ ორგანიზმებში. შედის ქლოროფილის შემადგენლობაში. დედამიწის ქერქში ქლორის შემცველობა შეადგენს 0.05%. ქლორს მარტივი ნივთიერებების სახით შეადგენს ვულკანური აირები.

ცხელ კონცენტრირებულ ტუტე ხსნარებში ჰიპოქლორიტი დისპროპორციონირებს:

2 ClO− → Cl− + ClO−2

ClO− + ClO−2 → Cl− + ClO−3

ნატრიუმის ქლორატი და კალიუმის ქლორატი შეიძლება კრისტალიზებულ იქნას ზევით ნაჩვენები რეაქციებით გამოსახული ხსნარებიდან. კრისტალები გაცხელებით განიცდიან დისპროპორციონირებას:

4 ClO−3 → Cl− + 3 ClO−4

მსგავსი გაგრძელება ქლორიდიდან პერქლორატამდე შეიძლება განხორციელებულ იქნას ელექტროლიზითაც. ანოდზე მიმდინარე რეაქციებია:

ქლორის ელექტოლიზის რეაქციები ელექტროდის პოტენციალის ჩვენებით:


Cl− + 2 OH− → ClO− + H2O + 2 e− +0.89 ვოლტი
ClO− + 2 OH− → ClO−2 + H2O + 2 e− +0.67 ვოლტი
ClO−2 + 2 OH− → ClO−3 + H2O + 2 e− +0.33 ვოლტი
ClO−3 + 2 OH− → ClO−4 + H2O + 2 e− +0.35 ვოლტი

ყოველი საფეხური კათოდზე მიმდინარეობს შემდეგნაირად

2 H2O + 2 e− → 2 OH− + H2 (−0.83 ვოლტი)

იზოტოპები

ბუნებრივი ქლორი ორ იზოტოპს შეიცავს: Cl35 და Cl37. ხელოვნურად მიღებულია ორი რადიაქტიური იზოტოპი: Cl36 და Cl38.

მდგრადი იზოტოპები იძლევიან ქლორის ატომებს ატომური წონით 35.4527გ/მოლი. რადიოაქტიური იზოტოპი 36Cl გარემოში არის კვალის სახით (ერთ სტაბილურ იზოტოპზე დაახლოებით 7x10−13 შეფარდებით). 36Cl წარმოიქმნება ატმოსფეროში 36Ar გარდაქმნით კოსმიური სხივების პროტონებთან ურთიერთქმედების დროს.

 

ისტორია

ქლორის ყველაზე გავრცელებული ნაერთია ნატრიუმის ქლორიდი, რომელიც უძველესი დროიდანაა ცნობილი. ეს მტკიცდება არქეოლოგიური გათხრებით აღმოაჩენილი ქვამარილით, რომელიც გამოიყენებოდა ჩვენს ერამდე 2000 წლის წინ და მარილიანი წყლით, რომელიც ჩვენს ერამდე 6000 წლის წინანდელ პერიოდს ეკუთვნის.

ელემენტური ქლორი პირველად მიიღო და შეისწავლა 1774 წელს შვედმა ქიმიკოსმა კ.შეელემ. მან გამოყო ქლორი MnO2-ის (მინერალი პიროლუზიტი) ურთიერთქმედებით HCl-თან.

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

შეელემ განსაზღვრა ქლორის ზოგიერთი თვისება: მისი გამათეთრებელი ეფექტი ლაკმუსის მიმართ, მწერების მოკვდინების უნარი, მისი ყვითელ მომწვანო ფერი და სამეფო წყლის მსგავსი სუნი. შემდგომში მ.ფარადეიმ პირველად მიიღო გათხევადებული ქლორი. ქლორი, როგორც ქსოვილის გამათეთრებელი გამოყენებულ იქნა 1785 წელს. პირველად, 1826 წელს ვერცხლის ქლორიდი გამოიყენეს ფოტოგრაფიაში. ქლორის კირიანი წყალი (ჰიპოქლორიდი) პირველად იქნა გამოყენებული, როგორც ჰერბიციდი. 1912 წლს მიღებულ იქნა პოლივინილქლორიდი. აირადი ქლორი პირველად 1915 წელს გერმანულმა არმიამ გამოიყენა როგორც იარაღი და შედეგი იყო დამღუპველი, რადგანაც იმ დროისათვის ჯერ კიდევ არ იყო გამოგონებული აირწინაღები. მისი საბრძოლო მიზნით პირველი გამოყენების შემდეგ, აირადი ქლორი, რომელიც ასევე ცნობილია ბერტოლიტის სახელწოდებით, როგორც ქიმიური იარაღი უტილიზირებულ იქნა, მაგრამ იგი ჩაანაცვლა სხვა უფრო მომაკვდინებელმა აირებმა, როგორიცაა ფოსგენი და მდოგვის აირი (იპრიტი).

 

მიღება

ქლორი მომწამლავია გაზია, ამიტომ მასთან მუშაობისას დიდი სიფრთხილეა საჭირო.

ლაბორატორიულ პირობებში და წარმოებაში ელემენტალური ქლორი ჩვეულებრივ მიიღება კონცენტრირებული ნატრიუმის ქლორიდისწყალხსნარის ელექტროლიზით. ამ დროს ქლორთან ერთად მიიღება აირადი წყალბადი და ნატრიუმის ჰიდროქსიდი, ქვემოთ მოყვანილი განტოლების მიხედვით:

2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

ელექტროლიზის პროცესს, როგორც ცნობილია, თან ახლავს ელექტრონების გადასვლა კათოდიდან კატიონებზე და ანიონებიდან ანოდზე. მაშასადამე, კათოდზე ხდება აღდგენის პროცესი, ანოდზე – კი დაჟანგვის, ამგვარად, ჟანგვა–აღდგენა შეიძლება ელექტროდენის საშუალებით.

ქლორნატრიუმის წყალხსნარის ელექტროლიზის დროს კათოდზე განიმუხტება წყალბად–იონები (აღდგენა), ანოდზე კი ქლორ–იონები(დაჟანგვა):

ქლორიდის წყალხსნარის ელექრტოლიზი მიმდინარეობს შემდეგი განტოლების მიხედვით;

კათოდი: 2 H+ (წყ) + 2 e− → H2 (გაზი)

ანოდი: 2 Cl− (წყ) – 2 e− → Cl2 (გაზი)

საბოლოო პროცესი ასეთია:

2 NaCl (ან KCl) + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH (ან KOH)

ელექტროლიზერში კათოდი და ანოდი ერთმანეთისგან გაყოფილია აზბესტის (ან პოლიმერული ბოჭკოს) დიაფრაგმით და ადგილი არა აქვს ანოდზე წარმოქმნილი ქლორის შერევას ნატრიუმის ჰიდროქსიდთან და კათოდზე წარმოქმნილ წყალბადთან. შედეგად გამოიყოფა თავისუფალი ქლორი და წყალბადი, ხოლო ხსნარში რჩება ნატრიუმის ტუტე. არ შეიძლება ქლორი წყლის ზემოთ შევაგროვოთ, რადგან იგი იხსნება წყალში. თუ წყალში გავხსნით NaCl–ს გაჯერებამდე, მასში ქლორის ხსნადობა მცირე იქნება. ამიტომ მოხერხდება ქლორის შეგროვება გაზომეტრში, რომელშიც წყლის ნაცვლად სუფრის ნაჯერი ხსნარია.

წარმოებაში მიღებულ ქლორს რკინის ბალონებში ინახავენ მაღალი წნევის ქვეშ. ჩაწნეხვის წინ ქლორს გააშრობენ, რადგან ტენიანი ქლორი რკინის ძლიერ კოროზიას იწვევს.

ლაბორატორიაში აირადი ქლორის მიღება შეიძლება ქლორწყალბადმჟავას და მაგნიუმის დიოქსიდის ურთიერთქმედებით. ალტერნატიული მეთოდია ქლორწყალბადმჟავას ურთიერთქმედება ნატრიუმის ჰიპოქლორიტთან ან ნატრიუმის ქლორატთან, რომლის დროსაც ქლორი გამოიყოფა აირის სახით.

ქლორი ნაერთებში თავის უარყოფით ვალენტობას ავლენს, ამიტომ თავისუფალი სახით ქლორის მისაღებად საჭიროა მისი დაჟანგვა ელექტრონეიტრალურ მდგომარეობამდე. ლაბორატორიულ პირობებში ქლორი შეიძლება მივიღოთ კონცენტრირებული მარილმჟავას მოქმედებით რაიმე მჟანგავზე, როგორიცაა მაგალითად, MnO2, KMnO4, CaOCl2 და სხვა.

ქლორის მიღებისას მანგანუმის მინერალის პიროლუზიტის MnO2-ის გამოყენებისას რეაქცია მიმდინარეობს განტოლებით:

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

ეს რეაქცია ორ ფაზად მიმდინარეობს: ჯერ წარმოიქმნება შედარებთ ნაკლებად მდგრადი ოთხვალენტიანი მანგანუმის ქლორიდი – MnCl4, რომელიც გათბობისას იშლება ორვალენტიან მანგანუმის ქლორიდად და თავისუფალ ქლორად:

4HCl + MnCl2 → MnCl4 + 2H2O

MnCl4 → MnCl2 + Cl2

ქლორის მიღების რექცია გათბობას მოითხოვს. ამ რეაქციით ამჟამად იშვიათად ღებულობენ ქლორს.

ზემო რეაქციაშიმარილმჟავას ნაცვლად გოგირდმჟავასთან ერთად შეიძლება შევიტანოთ NaCl

MnO2 + 2NaCl + 3H2SO4 → 2NaHSO4 + MnSO4 + 2 H2O + Cl2

ამ რეაქციის მიმდინარეობა მოითხოვს ნარევის გათბობას

ბევრად უფრო ადვილად მიდის რეაქცია პერმანგანატსა და მარილმჟავას შორის:

2KaMnO4 + 16 HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2

ამ რეაქციის წარმართვისთვის გათბობა საჭირო არ არის, რადგან ქლორი ჰაერზე უფრო მძიმეა, ამირომ მისი შეგროვება თავღია ჭურჭელში შეიძლება.

მანგანუმის ორჟანგის ნაცვლად შეიძლება სხვა უმაღლესი ჟანგეულის გამოყენება. მაგალითად, ტყვიის ორჟანგთან (PbO2) რეაქცია იმავე გზით მიდის:

PbO2 + 4HCl → PbCl4 + 2H2O

PbCl4 → PbCl2 + Cl2

რეაქცია ქლორიან კირსა და მარილჟავას შორის მიდის შემდეგი გზით:

CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + H2O

ბერთოლეს მარილზე მარილმჟავას მოქმედებისას აგრეთვე მიიღება თავისუფალი ქლორი:

KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2

 

 

გამოყენება

ქლორი ქიმიური მრეწველობის ერთ-ერთი ძირითადი ელემენტია. გამოყენებულია საღებრების, სამკურნალო პრეპარატების, მომწამლავი ნივთიერებების, მათეთრებელი კირის მისაღებად. ქლორი ფართოდ გამოიყენება როგორც წარმოებაში, ისე საყოფაცხოვრებო მოხმარების პროდუქტებში.

თავისუფალი ქლორის მცირე მინარევი საკმარისია დაავადებათა გამომწვევი მიკრობების მოსასპობად. ამ მიზნით წყალსადენში გაშვების წინ წყალს ქლორავენ (მასში ხსნიან მცირე რაოდენობით ქლორს). ამ დროს წყალში არსებული ყველა ბაქტერია იღუპება.დაქლორილ წყალში წარმოქმნილი მცირეოდენი მარილმჟავა სრულიად უვნებელია.

ქლორი გამოიყენება მრავალი ნაერთის მისაღებად , რომელიც ფართო გამოყენებას პოულობს სხვადსხვა მიზნებისათვის. საფეიქრო მრეწვწლობაში ქლორს იყენებენ როგორც მათეთრებელს ქსოვილების და ქაღალდის გასათეთრებლად. ქლორი დიდი რაოდენობით იხარჯება მარილმჟავასა და ქლორის შემცველი სხვა ქიმიური ნაერთების წარმოებაში. ქლორის უმნიშვნელოვანესი ნაერთია ქლორწყალბადი HCl, რომლის წყალხსნარსაც მარილმჟავა ეწოდება. იგი გამოიყენება წყალბადის, ქლორის, ნახშირმჟავას მისაღებად, კვების მრეწველობაში, ლითონთა რჩილვისათვის, ორგანულ ნივთიერებათა, ქსოვილების, საღებავების, ძმარჟავას და სხვათა წარმოებაში. მარილმჟავა კუჭის წვენში დაახლ. 0,5%–ის რაოდენობითაა და ხელს უწყობს კუჭის წვენის, პეფსინის მოქმედებას და მაშასადამე საჭმლის მონელებასაც. მას აგრეთვე ანტისეპტიკური თვისებაც აქვს – ბაქტერიებს (ქოლერის, ტიფის და სხვ.) ხოცავს, ოღონდ ამ დროს არ შეიძლება უმი წყლის მიღება, რადგან მარილმჟავას განზავების შემთხვევაში ბაქტერიები უვნებელნი რჩებიან.

ორგანული ნაერთების ქლორნაწარმები დიდი ქიმიური აქტივობით გამოირჩევა, ამიტომ მას ფართოდ იყენებენ სხვადასხვა ქლორორგანული ნაერთების მისაღებად. ქლორის ნაერთები გამოიყენება სოფლის მეურნეობის მავნებლებთან საბრძოლველად.

 

 

 

 

 

მასალა მომზადებულია www.wikipedia.com -ის მიხედვით