Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорнотистая кислота (HClO) образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода:

НСlO = HСl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I):

2 НСlO = 2 Н 2 О + Сl 2 O.

3 НСlO = 2 НСl + НСlO 3 .

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот:

6 NаОН + 3 Сl 2 = 5 NаСl + NаСlО 3 + 3 Н 2 О.

Соли хлорноватистой кислоты - гипохлориты - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоде. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлорноватая кислота (НСlO 3) образуется при действии на ее соли - хлораты - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах.

При упаривании раствора НСlO 3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается с взрывом.

Разложение с взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO 3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr 2 + 3 Н 2 О.

Соли хлорноватой кислоты образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота, хлораты - довольно сильные окислители:

КСlO 3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl 2 + 3 Н 2 О.

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также для получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной кислоты - перхлоратов. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца (МnО 2), играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО 3 = 2 КСl + 3 O 2 ;

4 КСlO 3 = КСl + 3 КСlO 4 .

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO 4 + Н 2 SO 4 = КНSO 4 + НСlO 4 .

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородсодержащих кислот хлора, однако, безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться с взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н + + 2 е - = Н 2 (на катоде);

СlО 3 - - 2 е - + Н 2 О = СlO4 - + 2 Н + (на аноде).

Хлористая кислота (НСlO 2) образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор:

НСlO 2 + 3 НСl = Сl 2 + 2 Н 2 О.

Хлориты натрия используются для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорная, или белильная, известь (СаОСl 2), или СаСl(СlO), образуется при взаимодействии хлора с порошкообразным гидроксидом кальция - пушенкой:

Са(ОН) 2 + Сl 2 = Cl-O-Ca-Cl + H 2 O,

2 Са(ОН) 2 + 2 Сl 2 = СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 Н 2 О.

Качество хлорной извести определяется содержанием в ней гипохлорита. Она обладает очень сильными окислительными свойствами и может окислять даже соли марганца до перманганата:

5 СаОСl 2 + 2 Mn(NО 3) 2 + 3 Са(ОН) 2 = Са(МпO 4) 2 + 5 СаСl 2 + 2 Са(NО 3) 2 + 3 H 2 O.

Под действием углекислого газа, содержащегося в воздухе, она разлагается с выделением хлора:

СаОСl 2 + СО 2 = СаСО 3 + Сl 2 ,

СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 СО 2 = 2 СаСО 3 + 2 Сl 2 .

Хлорная известь применяется как отбеливающее и дезинфицирующее вещество.

Степени окисления. Все галогены в галогенидных соединениях имеют степень окисления - 1. Такое состояние окисления для фтора в соединениях вообще является единственно возможным. Другие галогены могут существовать еще в состояниях с положительными степенями окисления. Эти состояния возникают в результате промотирования электронов с -орбиталей атомов галогенов на их вакантные (незанятые электронами) d-орбитали (рис. 16.2). В атомах галогенов d-орбитали имеют сравнительно низкую энергию и поэтому оказываются легко доступными для заселения промотированными электронами.

У хлора и брома возможны устойчивые состояния со следующими степенями окисления: Иод обнаруживает степени окисления .

Рис. 16.2. Промотирование -электронов хлора в состояниях с высокими степенями окисления.

Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) хлора

В табл. 16.12 приведены систематические и традиционные названия кислородсодержащих кислот хлора и их солей. Чем выше степень окисления хлора в этих кислотах, тем выше их термическая устойчивость и сила кислоты:

Сильные кислоты, причем одна из самых сильных среди всех известных кислот. Остальные две кислоты лишь частично диссоциируют в воде и

Таблица 16.12. Кислородсодержащие кислоты хлора и их анионы

существуют в водном растворе преимущественно в молекулярной форме. Среди кислородсодержащих кислот хлора только удается выделить в свободном виде. Остальные кислоты существуют только в растворе.

Окислительная способность кислородсодержащих кислот хлора уменьшается с возрастанием его степени окисления:

Особенно хорошие окислители. Например, кислый раствор :

1) окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

2) на солнечном свету разлагается с образованием кислорода:

3) при нагревании приблизительно до 75 °С он диспропорционирует на хлорид-ионы и хлорат -ионы:

Соли кислородсодержащих кислот хлора

Эти соли обычно более устойчивы, чем сами кислоты. Исключением являются твердые соли хлораты (III), которые детонируют при нагревании и при соприкосновении с горючими материалами. В растворах окислительная способность кислородсодержащих солей хлора тем больше, чем больше в этих солях степень окисления хлора. Однако они не являются столь хорошими окислителями, как соответствующие кислоты.

Натриевые и калиевые соли имеют важное промышленное значение. Их производство и применения описаны в следующем разделе. Хлорат (V) калия обычно используют для лабораторного получения кислорода, в присутствии оксида в качестве катализатора:

При нагревании этой соли до более низкой температуры в отсутствие катализатора происходит образование калия:

Иодат (V) калия калия сильные окислители, и в качестве окислителей они используются в количественном анализе.

Итак, повторим еще раз

1. Свойства галогенидов различных элементов при перемещении слева направо в пределах одного периода изменяются следующим образом:

а) характер химической связи становится все более ковалентным и все менее ионным;

б) водные растворы галогенидов становятся все более кислыми из-за гидролиза.

2. Свойства различных галогенидов одного и того же элемента при перемещении к нижней части VII группы изменяются следующим образом:

а) характер химической связи галогенидов становится все более ковалентным:

б) прочность связи в молекулах галогеноводородов уменьшается;

в) кислотность галогеноводородных кислот уменьшается;

г) легкость окисления галогеноводородов возрастает.

3. По мере возрастания степени окисления галогена происходят следующие изменения:

а) термическая устойчивость его кислородсодержащих кислот возрастает;

б) кислотность его кислородсодержащих кислот возрастает;

в) окислительная способность его кислородсодержащих кислот уменьшается;

г) окислительная способность солей его кислородсодержащих кислот возрастает.

4. Галогениды можно получать прямым синтезом из образующих их элементов.

5. Для получении галогеноводородов может использоваться реакция вытеснения из галогенидной соли менее летучей кислотой.

6. Аномальные свойства соединений фтора:

а) фторид серебра растворим в воде, а фторид кальция нерастворим;

б) фтороводород имеет аномально высокие температуры плавления и кипения;

в) водный раствор фтороводорода имеет низкую кислотность;

г) фтор обнаруживает только одно устойчивое состояние окисления. Другие галогены обнаруживают множество состояний окисления, что объясняется промотированием их -электронов на легко доступные -орбитали, обладающие низков энергией.

HClO – хлорноватистая кислота. Ей соответствует кислотный оксид Cl 2 O. Соли называются гипохлоритами.

HClO 2 – хлористая кислота. Кислотный оксид Cl 2 O 3 не получен. Соли – хлориты.

HClO 3 – хлорноватая кислота. Кислотный оксид Cl 2 O 5 не получен. Соли – хлораты.

HClO 4 – хлорная кислота. Кислотный оксид - Cl 2 O 7 . Соли – перхлораты.

1) HClO – желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания):

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Соли этой кислоты получаются при действии на щелочь хлора:

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

используется как отбеливатель в текстильной промышленности.

2) HClO 2 , HClO 3 – не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO 3 – хлорат калия (бертолетовая соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:

3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

Хлораты - сильнейшие окислители. При ударе или нагревании взрываются.

3) Известен оксид ClO 2 , который можно получить по реакции:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 ­ + H 2 O + 2ClO 2 ­

ClO 2 – зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:

2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3

4) Осторожным нагреванием хлораты можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:

KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4

Хлорная кислота HClO 4 – подвижная жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти все ее соли хорошо растворимы в воде.

5) В ряду HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 сила кислот растет, а окислительная способность падает.

Хлор находит широкое применение в химической промышленности для получения хлористого водорода и соляной кислоты, синтеза хлорорганических веществ, обеззараживания питьевой воды, в текстильной промышленности для отбеливания тканей, в производстве ядохимикатов.

Бром

Бром находится в виде калиевых и натриевых солей в воде морей. Производство основано на реакции:

2NaBr + Cl 2 = Br 2 + 2NaCl

Для этого раствор NaBr и органический растворитель (бензол или бензин) заливают в емкость и через смесь пропускают хлор. Бром переходит в органическую фазу, откуда затем отгоняется. Бром – жидкость темно-красного цвета, тяжелая, легколетучая, вызывает тяжелые ожоги.

Бром Br 2 химически менее активен, чем Cl 2 , однако вступает в те же реакции, что и хлор. Соли HBr носят название – бромиды.

Соль AgBr, используется в кино- и фотопромышленности как светочувствительный реактив. Соединения брома используются в медицине.

В природе встречается в виде KJ, NaJ в воде и морских водорослях. Водоросли сушатся, сжигаются и из золы извлекается иод по реакции:

2NaJ + Cl 2 = 2NaCl + J 2

Иод – твердое кристаллическое вещество, темно-фиолетового цвета, способное к сублимации или возгонке (переход из твердого состояния в газообразное при нагревании, минуя жидкую фазу).

Cl 2 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.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

16НСl + 2КМпО 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8Н 2 O

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

14HCl + К 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Химические свойства

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

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Аu = 2AuCl 3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O 2 , N 2 , С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

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

Cl 2 + Н 2 =2НС1

Cl 2 + 2S (расплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в избытке Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) из их соединений

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 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 ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl 2 + 2КОН =KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

3Cl 2 + 2Са(ОН) 2 = CaCl 2 + Са(ClO) 2 + 2Н 2 O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO 3 и Са(ClO) 2 - гипохлориты; КClO 3 - хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl 2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

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 + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H 2 SO 4 на хлориды:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабом нагревании)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при очень сильном нагревании)

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

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н 2 O 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):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ЗН 2 O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2 О

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ЗН 2 O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СO 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции с сильными окислителями F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

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

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

Химические свойства

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

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

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 + H 2 O

Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорноватистая кислота НСlO образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода: НСlO = HСl + O

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I): 2 НСlO = 2 Н2О + Сl2O

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О

Соли хлорноватистой кислоты - г и п о х л о р и т ы - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлористая кислота НСlO2 образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О

Хлорноватая кислота НСlO3 образуется при действии на ее соли -х л о р а т ы - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О

Соли хлорноватой кислоты - хлораты - образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота, хлораты - довольно сильные окислители:

КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной -кислоты - п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО2, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2

4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н+ + 2 е- = Н2­ (на катоде)

СlО3- - 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде)

Биологическая роль.

он относится к жизненно необходимым незаменимым элементам. В организме человека 100 г.

Ионы хлора играют весьма важную биологическую роль. Входя вместе с ионами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 и белками играют главенствующую роль в создании определенного уровня осмотического давления (осмотический гомеостаз) плазмы крови, лимфы, спиномозговой жидкости и т. д.

Хлор-ион участвует в регуляции водно-солевого обмена и объема жидкости, удерживаемой тканями, подержании рН внутриклеточной жидкости и мембранного потенциала, создаваемого работой натрий-калиевого насоса, что объясняется (как и в случае его участия в осмосе) способностью диффундировать через клеточные мембраны подобно тому, как это делают ионы Na+, К+. Ион хлора - необходимый компонент (совместно с ионами Н2Р04, HSO4, ферментами и др.) желудочного сока, входящий в состав соляной кислоты.

Способствуя пищеварению, соляная кислота уничтожает и разнообразные болезнетворные бактерии.