Формула хлора в химии

• Характеристика элементов VII группы главной подгруппы, на примере хлора
• Общая характеристика подгруппы
• Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА

F	Cl	Br	I
Русские названия	Фтор	Хлор	Бром	Иод
Латинские названия	Ftorum (Фторум)	Chlorum (Хлорум)	Bromum (Бромум)	Iodum (Иодум)
Русские написания корней латинских названий	Фтор	Хлор	Бром	Иод

P-элементы, типические, неметаллы (астат — полуметалл), галогены.

Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:

Таблица 2. Валентность

Элемент	Валентности
F
Cl	1; 3; 5; 7
Br	1; 3; 5; 7
I	1; 3; 5; 7
At	1; 3; 5

3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:

Таблица 3. Степени окисления элементов

Атом	Устойчивые степени окисления
9F	-1; 0
17Cl	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7
35Br	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; +7
53I	-1; 0; +1; +3; +5; +7

Характеристика химического элемента

Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17

Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)

Строение атома:

1. Электронная формула:
2. Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
3. Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
4. Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
5. Электроотрицательность по Полингу: 3,20
6. Характеристика простого вещества
7. Тип связи: ковалентная неполярная
8. Молекула двухатомная
9. Изотопы: 35Cl (75,78 %) и 37Cl(24,22 %)
10. Тип кристаллической решетки: молекулярная
11. Термодинамические параметры
12. Таблица 4

Параметр	Значение
ΔH°обр. (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
ΔS°обр (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
ΔHплавления	6,406 (кДж/моль)
ΔHкипения	20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х	243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х	1150 (кДж/моль)

Физические свойства

Таблица 5

Свойство	Значение
Цвет (газ)	Жёлто-зелёный
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−100 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400 °C
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Запах	Резкий, удушающий

• Химические свойства
• Водный раствор хлора в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»)
• 1 стадия: Cl2 + H2O = HCl + HOCl
• 2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород
• Окислительная способность в подгруппе уменьшается от фтора к йоду = ˃
• Хлор сильный окислитель:
• 1. Взаимодействие с простыми веществами
• a) с водородом:
• Cl2 + H2 = 2HCl
• б) с металлами:
• Cl2 + 2Na = 2NaCl
• 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
• в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
• 3Cl2 + 2P = 2PCl3
• Cl2 + S = SCl2
• С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!
• 2. Взаимодействие со сложными веществами
• а) с водой: см. выше
• б) с кислотами: не реагирует!
• в) с растворами щелочей:
• на холоду: Cl2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H2O
• при нагревании: 3Cl2+ 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
• д) со многими органическими веществами:
• Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl
• C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl
• Важнейшие соединения хлора

Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) — бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объёмов газа на один объём воды) с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −114,22 °C HCl переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже и кубической.

Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:

HClг + H2Oж = H3O+ж + Cl−ж

Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl образует азеотропную смесь. Является сильной одноосновной кислотой. Энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами,основаниями и солями, образуя соли — хлориды:

1. Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑
2. FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O
3. При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
4. MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O
5. При нагревании хлороводород окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
6. 4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑
7. Однако, концентрированная соляная кислота реагирует с медью, при этом образуется комплекс одновалентной меди:
8. 2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑

Смесь 3 объемных частей концентрированной соляной и 1 объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой». Царская водка способна растворять даже золото и платину. Высокая окислительная активность царской водки обусловлена присутствием в ней хлористого нитрозила и хлора, находящихся в равновесии с исходными веществами:

• 4 H3O+ + 3 Cl− + NO3− = NOCl + Cl2 + 6 H2O
• Благодаря высокой концентрации хлорид-ионов в растворе металл связывается в хлоридный комплекс, что способствует его растворению:
• 3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O
• Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
• R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
• R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3

Оксиды хлора — неорганические химические соединения хлора и кислорода, общей формулой: ClхOу. Хлор образует следующие оксиды: Cl2O, Cl2O3, ClO2, Cl2O4, Cl2O6, Cl2O7. Кроме того известны: короткоживущий радикал ClO, радикал пероксид хлора ClOO и радикал тетраоксид хлора ClO4. Ниже в таблице представлены свойства устойчивых оксидов хлора:

Таблица 6

Свойство	Cl2O	ClO2	ClOClO3	Cl2O6(ж)↔2ClO3(г)	Cl2O7
Цвет и состояние при комн. температуре	Жёлто-коричневый газ	Жёлто-зелёный газ	Светло-жёлтая жидкость	Тёмно-красная жидкость	Бесцветная жидкость
Степень окисления хлора	(+1)	(+4)	(+1), (+7)	(+6)	(+7)
Т. пл., °C	−120,6	−59	−117	3,5	−91,5
Т. кип., °C	2,0	44,5
d (ж, 0°C), г*см-3	—	1,64	1,806	—	2,02
ΔH°обр(газ, 298 К), кДж*моль-1	80,3	102,6	~180	(155)
ΔG°обр(газ, 298 К), кДж*моль-1	97,9	120,6	—	—	—
S°обр(газ, 298 К), Дж*K-1*моль-1	265,9	256,7	327,2	—	—
Дипольный момент μ, Д	0,78 ± 0,08	1,78 ± 0,01	—	—	0,72 ± 0,02

Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты — соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом.

В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается:

При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:

Быстро реагирует со щелочами:

Cl2O + 2NaOH(разб.) = 2NaClO + H2O

Диоксид хлора — кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:

Диоксид хлора — оксид хлора (IV), соединение хлора и кислорода, формула: ClO2.

В нормальных условиях ClO2 — газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости.

Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:

1. Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:
2. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
3. 2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCl + 4H2O
4. ClO2 + 2NaOHхол. = NaClO2 + NaClO3 + H2O
5. ClO2 + O3 = ClO3 + O2
6. ClO2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.

Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO−:

Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:

• HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H2O
• Хлористая кислота — HClO2, одноосновная кислота средней силы.
• Хлористая кислота НClO2 в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
• Нейтрализуется щелочами.

HClO2 + NaOH(разб. хол.) = NaClO2 + H2O

1. Ангидрид этой кислоты неизвестен.
2. Раствор кислоты получают из её солей — хлоритов, образующихся в результате взаимодействия ClO2 со щёлочью:
3. Проявляет окислительно – восстановительные свойства.
4. 5HClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
5. Хлорноватая кислота — HClO3, сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:
6. Хлорноватая кислота — сильный окислитель; окислительная способность увеличивается с возрастанием концентрации и температуры. HClO3 легко восстанавливается до соляной кислоты:
7. HClO3 + 5HCl(конц.) = 3Cl2 + 3H2O
8. HClO3 + NaOH(разб.) = NaClO3 + H2O
9. При пропускании смеси SO2 и воздуха сквозь сильнокислый раствор, образуется диоксид хлора:
10. В 40%-ной хлорноватой кислоте воспламеняется, например, фильтровальная бумага.
11. 8. Нахождение в природе:

В земной коре хлор — самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов.

Таблица 7. Нахождение в природе

В природе:
F	Cl	Br	I	At
Сколько: кора, w %	8∙10-2	4,5∙10−2	3∙10−5	»1∙10−4
Степень конц-ии:	Рудообразующие	Рассеянные
Состояние:	Связанные

Таблица 7. Минеральные формы

Минеральные формы
F	Cl	Br	I	At
CaF2 Плавиковый шпат 3Ca3(PO4)∙CaF2 Фторапатит	NaCl Галит KCl Сильвин KCl∙MgCl2∙6H2O карналлит	Скважины Водоросли Вулканы

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

Получение

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:

• Метод Шееле
• Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
• Метод Дикона
• Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.
• Электрохимические методы
• Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:
• Применение
• · Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров
• · Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия)
• · В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука.

· Производство хлорорганических. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).

1. · Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
2. · Для обеззараживания воды — «хлорирования».
3. · В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
4. · В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
5. · В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
6. · Как индикатор солнечных нейтринов в хлор-аргонных детекторах.
7. Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Источник: https://megaobuchalka.ru/6/26171.html

§ 2. Хлор

По распространенности в природе хлор близок к фтору–на его долю приходится 0,02% от общего числа атомов земной коры. Человеческий организм содержит 0,25% хлора по весу.

Первичная форма нахождения хлора в природе отвечает его чрезвычайному распылению: небольшие количества этого элемента входят в состав самых различных минеральных пород земной коры.

В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них растворимые составные части, соединения хлора скоплялись в морях.

Общее мировое потребление хлора (без СССР) составляет около 10 млн. т ежегодно. Используется он главным образом для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м3) и в химической промышленности.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl (рис. 96). При этом на аноде выделяется хлор (2Сl’ – 2e– = Сl2 ), а в катодном пространстве выделяется водород (2Н· + 2e– = H2 ) и образует NaOH.

• При лабораторном получении хлора обычно пользуются действием МnО2 или КМnО4 на соляную кислоту:
• МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Cl2 + 2Н2 О
• 2КМnО4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2 О

Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (тре­бующей подогревания).

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ (т. пл. -101 °С, т. кип. -34°С), состоящий из двухатомных мо­лекул. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся раствор часто называют «хлорной водой».

Хлор обладает резким запахом и вызывает воспаление дыхательных путей, В качестве средства первой помощи при острых отравле­ниях им применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание паров нашатырного спирта.

По своей характерной химической функции хлор подобен фтору — он также является ак­тивным одновалентным металлои­дом. Однако активность его меньше, чем у фтора. Поэтому последний способен вытеснять хлор из соединений.

Тем не менее химическая активность хло­ра очень велика — он непосредственно соеди­няется почти со всеми обычными металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме углерода, азота и кислорода. Важно отметить, что при отсутствии влаги хлор практически не действует на железо.

1) Взаимодействие хлора с фтором происходит лишь при нагревании их смеси выше 200 °С. В этих условиях образуется бесцветный ClF (т. пл. -154 °C,т. кип. -101 °С), а нагреванием его с избытком фтора может быть получен бес­цветный ClF3 . Оба вещества характеризуются своей исключительно высокой реакционной способностью.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции Н2 + Cl2 = 2HCl + 44 ккал

при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси газов или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) реакция сопровождается взрывом.

Детальное изучение этой реакции позволило выяснить характер протекания ее отдельных стадий (так называемых элементарных процессов).

Прежде всего, за счет энергии ультрафиолетовых лучей (или нагревания) молекула хлора диссоциирует на атомы, которые затем реагируют с молекулами водорода, образуя НСl и атом водорода.

Последний, в свою очередь, реагирует с молекулой хлора, образуя НСl и атом хлора, и т. д. Весь процесс может быть изображен следующей схемой:

Таким образом получается как бы цепь последовательных реакций, причем за счет каждой первоначально возбужденной молекулы Сl2 образуется до миллиона молекул НСl. Реакции подобного типа называются цепными. Они играют большую роль при протекании многих химических процессов.

В настоящее время прямой синтез является основным промышленным методом получения НСl. Исходным сырьем служат хлор и водород, одновременно выделяющиеся при электролизе раствора NaCl. Спокойное протекание процесса обеспечивают смешиванием обоих газов лишь в момент взаимодействия.

2) Для технического синтеза НСl служит установка, схематически показанная на рис. 97. После первоначального поджигания смесь хлора с водородом продолжает гореть спокойным пламенем, образуя хлористый водород.

Последний проходит затем через две поглотительные башни, в которых и поглощается водой. Используемый в системе принцип противотока, т. е.

противоположных направлений движения газа и жидкости, обеспечивает полноту поглощения НСl и позволяет проводить весь процесс непрерывно.

1. Другой метод технического получения НСl основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H2 SO4 по реакциям:
2. NaCl + H2 SO4 = NaHSO4 + HCl
3. NaCl + NaHSO4 = Na2 SO4 + HCl

Первая из них отчасти протекает уже при обычных условиях и практически нацело – при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. Для проведения процесса служат механические печи большой производительности.

Хлористый водород представляет собой бесцветный газ (т. пл. –112°С, т. кип. –84 °С). В отсутствие влаги при обычных температурах он не действует на большинство металлов и их окислов. Газообразный кислород окисляет его только при нагревании.

На воздухе хлористый водород дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Растворимость его весьма велика: при обычных условиях 1 объем воды способен поглотить до 450 объемов хлористого водорода.

Подобно другим сильным кислотам, НСl энергично растворяет многие металлы. Большинство ее солей – хлористых, или хлоридов, – хорошо растворимо в воде. Из производных обычных металлов труднорастворимы лишь хлориды серебра и свинца.

Ежегодное мировое потребление соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое практическое применение находят также многие ее соли.

• Так как с кислородом хлор не взаимодействует, его кислородные соединения могут быть получены лишь косвенными методами. При рассмотрении путей их образования целесообразно исходить из обратимой реакции между хлором и водой
• Сl2 + Н2 О = НСl + НОСl
• При обычных условиях в насыщенном растворе гидролизовано около половины всего растворенного хлора.

Из образующихся при гидролизе хлора двух кислот – соляной и хлорноватистой (НОСl) –первая является очень сильной, а вторая – очень слабой (К = 3 ·10–8). Это резкое различие в силе обеих кислот можно использовать для их разделения.

Если в воде взболтать порошок мела (СаСОз) и затем пропускать в нее хлор, то соляная кислота реагирует с мелом (по уравнению СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СО2 + Н2 О), а хлорноватистая накапливается в растворе. Подвергая реакционную смесь перегонке, получают в приемнике разбавленный раствор НОСl.

Будучи соединением неустойчивым, НОСl медленно разлагается даже в таком разбавленном растворе. Соли хлорноватистой кислоты называются хлорноватистокислыми, или гипохлоритами. Сама НОСl и ее соли являются очень сильными окислителями.

Метод получения гипохлоритов основан на использовании приводившейся выше обратимой реакции взаимодействия хлора с водой. Так как оба вещества правой части равенства НСl и НОСl – дают в растворе ионы Н+, а оба исходных продукта – Сl2 и Н2 О – таких ионов практически не образуют, равновесие можно сместить вправо, связывая ионы Н+.

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси щелочи. Так как по мере образования ионы Н будут связываться ионами ОН' в недиссоциированные молекулы воды, равновесие сместится вправо. Применяя, например, NaOH имеем:

1. Сl2 + Н2 О НОСl + НСl
2. HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H2 O
3. или в общем:
4. Сl2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н2 О

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, следовательно, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот. Образующийся раствор («жавелевая вода») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки тканей и бумаги.

При взаимодействии хлора с более дешевой щелочью – Са(ОН)2 – образуется так называемая хлорная известь. Реакция может быть приближенно выражена уравнением

согласно которому хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная (иначе, белильная) известь представляет собой белый порошок, обладающий сильными окислительными свойствами. Она применяется для беления и дезинфекции, а также служит одним из основных дегазаторов, т. е. средств для уничтожения боевых отравляющих веществ.

3) На воздухе хлорная известь постепенно разлагается, в основном, по уравнению: 2СаСl(ОСl) + СО2 = СаС2 + СаСОз + Сl2 О.

При действии на нее соляной кислоты выделяется хлор: Ca(Cl)OCl + 2HCl = CaCl2 + H2 O + Cl2 .

Хорошим продажным сортам хлорной извести приближенно соответствует состав ЗСа(Сl)ОСl ×Са(ОН)2 × xH2 O и содержание «активного» (т. е. выделяемого под действием соляной кислоты) хлора около 35% по весу.

• Свободная хлорноватистая кислота испытывает в растворе три различных типа превращений, которые осуществляются независимо друг от друга и поэтому называются параллельными реакциями:
• 1) НОСl = НСl + О
• 2) 2НОСl = Н2 О + Сl2 О
• 3) 3HOCl = 2НСl + НСlО3

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому–нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение хлорноватистой кислоты идет по первому из них. Так же протекает оно в присутствии веществ, способных легко присоединять кислород, и некоторых катализаторов (например» солей кобальта).

При распаде по второму типу получается окись хлора (Сl2 О). Эта реакция идет в присутствии водоотнимающих веществ (например, СаСl2 ). Окись хлора представляет собой взрывчатый буровато–желтый газ (т. пл. –121 °С, т. кип. +2°С) с запахом, похожим на запах хлора. При действии Сl2 О на воду образуется НОСl, т. е. окись хлора является ангидридом хлорноватистой кислоты.

ЗСl2 + 6КОН = KClO3 + 5КСl + 3Н2О

Продуктами реакции являются КСl и калийная соль хлорноватой кислоты (НСlOз). Так как соль эта труднорастворима в холодной воде, при охлаждении раствора она осаждается.

Свободная НСlOз известна только в растворе. Она является сильной кислотой (диссоциированной приблизительно так же, как НСl и HNO3 ) и энергичным окислителем. Соответствующий ей ангидрид неизвестен.

В противоположность свободной НСlOз для ее солей (хлор–новатокислых, или хлоратов) окислительные свойства в растворах не характерны. Большинство хлоратов бесцветно (как и сама НСlO3 ) и хорошо растворимо в воде. Все ели сильно ядовиты.

4) При нагревании до 60 °С увлажненной смеси КСlО3 и щавелевой кислоты (Н2 С2 О4 ) по реакции

2КСlO3 + Н2 С2 O4 = K2 CO3 + CO2 + H2 O + 2ClO2

образуется зеленовато–желтая двуокись хлора (г. пл. – 59 °С, т. кип. + 10 °С). Свободная ClO2 малоустойчива и способна разлагаться со взрывом. В воде она хорошо растворима.

5) Взаимодействие СlО2 с раствором щелочи сопровождается образованием солей двух кислот – хлорноватой и хлористой: 2СlO2 + 2КOН = КСlOз + КСlO2 + Н2 О. Отдельно от хлорноватой можно получить хлористую кислоту по следующим реакциям: BaO2 +2ClO2 = Ba(ClO2 )2 +O2 и Ba(ClO2 )2 + H2 SO4 = BaSO4 2НСlO2 .

Малоустойчивая хлористая кислота (К = 5·10–3) известна только в разбавленных растворах, при хранении которых быстро разлагается. Соли ее (хлориты), как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде.

Содержащие NaClO2 препараты находят применение в текстильной промышленности (для беления тканей).

1. При нагревании КСlOз около 400 °С начинает разлагаться, причем распад может идти по двум направлениям:
2. 4КСlО3 = 4КСl + 6О2
3. или
4. 4КСlО3 = ЗКСlО4 + КСl

Реакция протекает преимущественно по первому типу при наличии катализатора (МnО2 и т. п.), по второму – в его отсутствие. Образующийся при распаде по второму типу хлорнокислый калий (или перхлорат калия) очень мало растворим в воде и поэтому легко отделяется от хлористого калия.

В технике КСlО4 получают обычно электролизом раствора КСlO3 [по схеме: Н2 О + КСlО3 = Н2 (катод)+КСlО4 (анод)]. Его термический распад по уравнению КСlО4 = КСl + 2О2 начинается лишь выше 600 °С.

Действием на перхлорат калия концентрированной серной кислоты может быть получена свободная хлорная кислота (НСlO4 ), представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость. Так как НСlO4 летуча и под уменьшенным давлением перегоняется без разложения, ее легко выделить из реакционной смеси:

КСlО4 + H2 SO4 = KHSO4 + НСlO4

Безводная НСlО4 (т. пл. –112°С, т. кип. +39°С при 56 мм. рт. ст.) малоустойчива и иногда взрывается даже просто при хранении. В продажу обычно поступает вполне устойчивая 72%–ная килота.

Как окислитель НСlO4 гораздо менее активна, чем НСlО3 , и в разбавленных растворах практически не обнаруживает окислительных свойств.

Напротив, кислотные свойства выражены у нее исключительно резко: она является самой сильной из всех известных кислот.

Соли HClO4 , как правило, легкорастворимы в воде. Подобно самой кислоте, большинство перхлоратов бесцветно.

2НСlО4 + Р2 О5 = 2НРО3 + Сl2 О7

Строение молекулы хлорного ангидрида (т. пл. –91 °С, т. кип. +82°С) отвечает формуле О3 Сl–О–СlО3 . От сильного нагревания (и удара) Сl2 О7 взрывается. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота.

Хотя выше уже приводились названия кислородных кислот хлора и их солей, однако полезно сопоставить эти названия, включив в рассмотрение также малоустойчивую кислоту НСlO2 .

Структурные формулы всех четырех кислот приводятся ниже:

Как видно из этих формул, валентность хлора в рассматриваемых кислотах меняется по ряду: +1, +3, +5, +7.

Если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам – кислотности и окислительной активности, – то получается следующая схема:

Кислотность изменяется, следовательно, противоположно окислительной активности. Последняя, в общем, тем больше, чем кислота менее устойчива. Действительно, хлорноватистая и хлористая кислоты более или менее устойчивы только в разбавленных растворах,

концентрацию хлорноватой можно довести уже до 40%, тогда как хлорная известна в безводном состоянии. Первые три кислоты в растворах постепенно разлагаются, а хлорная может сохраняться сколь угодно долго. Соответствующие соли обычно значительно устойчивее свободных кислот, но относительная их устойчивость примерно такова же, как и последних.

Еще по теме:

• ХЛОР — химическая энциклопедия
• Хлор — справочник по веществам

Источник: http://www.xumuk.ru/nekrasov/vii-02.html

Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl

Cl2 при об. Т — газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха — в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Основаны на процессе окисления анионов Cl-

2Cl— 2e- = Cl20

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2↑

Лабораторные

• Окисление конц. HCI различными окислителями:
• 4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O
• 16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O
• 6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O
• 14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O

Химические свойства

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl-:

Cl20+ 2e- = 2Cl-

Реакции с металлами

1. Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
2. Примеры:
3. Cl2+ 2Na = 2NaCl
4. 3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
5. Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
6. Примеры:
7. Cl2 + Сu = CuCl2
8. 3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

• Примеры:
• Cl2 + Н2 =2НС1
• Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2
• ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)
• 2Cl2 + Si = SiCl4
• 3Cl2 + I2 = 2ICl3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений

1. Примеры:
2. Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
3. Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
4. Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl
5. Cl2 + H2S = S + 2HCl
6. ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

• В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl-, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO- или ClO3-.
• Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
• Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O
• 3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O
• 3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O
• Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
• КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

1. б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
2. H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-дихлорэтан
3. HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам.

Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об.

Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

• 2HCl + F2 = Сl2 + 2HF
• 4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O
• Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. 1. Синтез из простых веществ:
2. Н2 + Cl2 = 2HCl
3. 2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
4. R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:

H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)

H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl — сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

• 1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н+
• HCl → H+ + Cl-
• Взаимодействие:
• а) с металлами (до Н):
• 2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2
• б) с основными и амфотерными оксидами:
• 2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
• 6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O
• в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
• 2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О
• 3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O
• г) с солями более слабых кислот:
• 2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O
• HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl
• д) с аммиаком:
• HCl + NH3 = NH4Cl
• Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:
• 2Cl— 2e- = Cl20

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

1. Взаимодействие:
2. а) с аминами (как органическими основаниями)
3. R-NH2 + HCl → [RNH3]+Cl-
4. б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Кислотные оксиды

гипохлориты	хлориты	хлораты	перхлораты
NaClOKClO Ca(ClO)2	Ca(ClO2)2	KClO3 бертолетова соль Mg(ClO3)2	KClO4NaClO4NH4ClO4

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь — смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H2O

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/hlor.html

Хлор (Cl, Chlorine)

В 1774 году Карл Шееле, химик из Швеции, впервые получил хлор, но считалось, что это не отдельный элемент, а разновидность соляной кислоты (calorizator). Элементарный хлор был получен в начале XIX века Г. Дэви, который разложил поваренную соль на хлор и натрий путём электролиза.

Общая характеристика хлора

Хлор (от греческого χλωρός – зелёный) является элементом XVII группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 17 и атомную массу 35,452. Принятое обозначение Cl ( от латинского Chlorum).

Нахождение в природе

Хлор является самым распространённым в земной коре галогеном, чаще всего в виде двух изотопов. В силу химической активности встречается лишь в виде соединений многих минералов.

Физические и химические свойства

Хлор является ядовитым жёлто-зелёным газом, имеет резкий неприятный запах и сладковатый вкус. Именно хлор после его открытия предложили называть галогеном, в одноимённую группу он входит как один из самых химически активных неметаллов.

Суточная потребность в хлоре

В норме взрослый здоровый человек должен получать в сутки 4-6 г хлора, потребность в нём возрастает при активных физических нагрузках или жаркой погоде (при повышенном потоотделении). Обычно суточную норму организм получает из продуктов питания при сбалансированном рационе.

Продукты питания богатые хлором

Основным поставщиком хлора в организм является поваренная соль – особенно, если она не подвергается термической обработке, поэтому лучше солить уже готовые блюда. Также хлор содержат яйца, морепродукты, мясо, горох, фасоль и чечевица, гречка и рис, оливки.

Взаимодействие с другими

Кислотно-щелочной и водный баланс организма регулируется калием, натрием и хлором.

Признаки нехватки хлора

Нехватка хлора вызвана процессами, приводящими к обезвоживанию организма – сильное потоотделение в жару или при физических нагрузках, рвота, диарея и некоторые заболевания моче-выделительной системы. Признаками недостатка хлора являются вялость и сонливость, слабость в мышцах, явная сухость во рту, потеря вкусовых ощущений, отсутствие аппетита.

Признаки избытка хлора

Признаками избытка хлора в организме являются: повышение кровяного давления, сухой кашель, боль в голове и в груди, резь в глазах, слезотечение, расстройства деятельности желудочно-кишечного тракта.

Как правило, переизбыток хлора может быть вызван употреблением обычной воды из-под крана, которая проходит процесс дезинфекции хлором и случается у работников тех отраслей промышленности, которые напрямую связаны с использованием хлора.

Полезные свойства хлора и его влияние на организм

Хлор в организме человека:

• регулирует водный и кислотно-щелочной баланс,
• выводит жидкость и соли из организма в процессе осморегуляции,
• стимулирует нормальное пищеварение,
• нормализует состояние эритроцитов,
• очищает печень от жира.

Применение хлора в жизни

Основное применение хлора – химическая промышленность, где с его помощью изготавливают поливинилхлорид, пенопласт, материалы для упаковки, также боевые отравляющие вещества и удобрения для растений. Обеззараживание питьевой воды хлором – практически единственный доступный способ очистки воды.

Источник: http://www.calorizator.ru/element/cl

Хлор и его соединения — урок. Химия, 8–9 класс

Хлор представляет собой ядовитый жёлто-зелёный газ с неприятным запахом. Он в (2,5) раза тяжелее воздуха.

Хлор слабо растворяется в воде. При комнатной температуре в (1) объёме воды растворяется (2,5) объёма хлора. Образовавшийся раствор называется хлорной водой.

• В химических реакциях хлор является окислителем.
• Промышленный способ получения хлора — электролиз расплава или раствора хлорида натрия:
• 2NaCl=2Na+Cl2↑,
• 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2↑+H2↑.
• В лаборатории его получают реакцией соляной кислоты с оксидом марганца((IV)):
• 4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2↑+2H2O.
• Хлороводород образуется при взаимодействии хлора с водородом:
• H2+Cl2=t2HCl.
• Его можно также получить при действии концентрированной серной кислоты на твёрдые хлориды:
• H2SO4(к)+2NaCl=t2HCl↑+Na2SO4.

Химическая связь в молекуле хлороводорода — ковалентная полярная: Hδ+→Clδ−. Он представляет собой бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Хлороводород очень хорошо растворяется в воде: в (1) объёме воды растворяется до (500) объёмов хлороводорода.

Раствор хлороводорода в воде называется соляной, или хлороводородной, кислотой. Это бесцветная жидкость с запахом. Максимальное содержание в ней хлороводорода составляет (37) %. Соляная кислота относится к сильным одноосновным кислотам с характерными для этих веществ свойствами.

Соляная кислота:

• изменяет окраску индикаторов;
• взаимодействует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

 Fe+2HCl=H2+FeCl2;

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

ZnO+2HCl=H2O+ZnCl2;

• взаимодействует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

KOH+HCl=H2O+KCl;

• взаимодействует с солями, если продуктом реакции являются газ, осадок или слабый электролит (с карбонатами, силикатами, сульфидами, растворимыми солями серебра и т. д.):

1. CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑,
2. Na2S+2HCl=2NaCl+H2S↑,
3. AgNO3+HCl=HNO3+AgCl↓.

Большинство солей соляной кислоты хорошо растворяется в воде. К нерастворимым относится хлорид серебра.

Он выпадает в виде белого творожистого осадка при взаимодействии раствора нитрата серебра с соляной кислотой или с растворами хлоридов.

Эту реакцию используют как качественную реакцию на ионы хлора. Краткое ионное уравнение:

Ag++Cl−=AgCl↓.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/galogeny-khlor-i-ego-soedineniia-161110/re-7e36a588-5dc8-48d5-b583-a9ea7b11dec5

Хлор: история открытия, использование и несколько интересных фактов

В периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева хлор находится в 3 периоде, VII группе, главной (А) подгруппе. Из уроков химии мы знаем, что в эту группу входят элементы с самой высокой окислительной активностью. В электронном облаке хлора находится 17 электронов и до завершения внешнего электронного уровня ему нахватает лишь одного электрона. Любыми способами он пытается отнять его у других элементов, чем и объясняется его высокая химическая активность. Вот что знают о хлоре большинство учеников среднестатистических школ. Однако, данный элемент куда интереснее.

Начнем с истории открытия хлора, но прежде чем перейти к ней позвольте напомнить, что одно из важнейших соединений хлора – хлороводород, было получено Джозефом Пристли в 1772 г. Спустя всего пару лет после этого события (в 1774 г) шведский химик Карл Вильгельм Шееле получил хлор при взаимодействие пиролюзита с вышеупомянутой хлороводородной кислотой:

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

При этом, Шееле отметил схожесть запаха хлора с запахом царской водки (смесью концентрированных азотной и соляной кислот, взятых в соотношение 1:3) и способность вещества взаимодействовать с золотом (Au) и киноварью (HgS). Так же он обратил внимание на его отбеливающие свойства. Однако, он не догадался отнести хлор к простым веществам.

Спустя время, элементарную природу хлора доказал Гемфри Дэви, путем электролиза поваренной соли:

2NaCl = 2Na + Cl2

В 1811 г. Дэви предложил назвать данный элемент «хлорином». Но спустя всего год Ж. Гей-Люссак «сократил» его название до хлора. Кстати, в том же 1811 г. физик Иоган Швейгер предлагал для хлора название «галоген» (рождающий соли), но в итоге это название закрепилось за всеми элементами VII А группы.

В 1826 г. атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиков Йенсом Якобом Берцелиусом. Она отличается от современных данных буквально на 0.1%. В настоящее время в школьных учебниках химии, под хлором указывается масса 35.453.

При нормальных условиях, хлор — токсичный удушливый газ, который при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани и удушье. Не удивительно, что он стал одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну.

Надо заметить, что немецкая пехота также пострадала от газов и, не имея достаточного подкрепления, не смогла использовать полученное преимущество до прихода британско-канадских сил.

Антанта сразу заявила о том, что Германия нарушила принципы международного права, однако Берлин парировал это заявление тем, что Гаагская конвенция запрещала лишь применение химических снарядов, но не газов.

Отрывок, демонстрирующий разрушительный потенциал хлора во всех красках: «Вся зелень в крепости и в ближайшем районе по пути движения газов была уничтожена, листья на деревьях пожелтели, свернулись и опали, трава почернела и легла на землю, лепестки цветов облетели.

Все медные предметы на плацдарме крепости — части орудий и снарядов, умывальники, баки и прочее — покрылись толстым зелёным слоем окиси хлора; предметы продовольствия, хранящиеся без герметической укупорки — мясо, масло, сало, овощи, оказались отравленными и непригодными для употребления.» С.А.

Хмельков «Борьба за Осовец»

Интересно, что во Второй мировой войне, несмотря на то, что обе противоборствующие стороны обладали большими запасами отравляющих газов, в боевых действиях они не использовались.

Сейчас, во многих городах водоочистные системы применяют хлор для уничтожения бактерий, путем хлорирования воды. При этом в среднем на один миллион частей воды используют четыре-пять частей хлора. Это количество безвредно для человека, однако иногда после этого вода может иметь привкус хлора.

• Для хлорирования воды на водопроводных очистных станциях используется жидкий хлор. При введении хлора в воду образуются хлорноватистая и соляная кислоты:
• Cl2 + Н2О = НСlO + НСl
• Далее происходит диссоциация образовавшейся хлорноватистой кислоты:
• НСlO = Н(+) + СlO(-)
• Получающиеся в результате диссоциации хлорноватистой кислоты гипохлоритные ионы СlO(-) обладают наряду с недиссоциированными молекулами хлорноватистой кислоты бактерицидным свойством.
• Сумму Сl2, НСlO, СlO(-) называют свободным активным хлором.
• Количество активного хлора, необходимого для обеззараживания воды, должно определяться не по количеству болезнетворных бактерий, а по всему количеству органических веществ и микроорганизмов (а также и неорганических веществ, способных к окислению), которые могут находиться в хлорируемой воде.
• Еще несколько интересных фактов, о хлоре:

— На долю хлора приходится 0.025% от общего числа атомов земной коры.

— Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг. В сутки.

— Очень много получаемого на производстве хлора уходит на изготовление отбеливающих средств. Особенно широко хлор применяется при отбеливание бумаги.

— Хлор входит в состав многих гербицидов (веществ, для уничтожения сорных растений) и дезинфицирующих средств, так как он хорошо уничтожает микробы.

— Жидкий хлор является одним из самых сильных изоляторов электричества. Он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода.

Превратить хлор в жидкость можно с помощью охлаждения и высокого давления.

Если вам понравилась данная статья ставьте лайки и не забывайте подписываться на мой канал. А если вы знаете дополнительные интересные факты о хлоре, обязательно напишите об этом в х.

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5c9f7825111e6e00b2e6ec6f/5d6221e03d008800ad62edf7