Хлори́ды, соединения хлора с менее электроотрицательными элементами.

Физико-химические свойства

Степень окисления хлора в хлоридах –1. По характеру химической связи хлориды подразделяют на ионные и ковалентные; ковалентные связи в хлоридах являются полярными. Xлориды щелочных, щёлочноземельных металлов, аммония, алкиламмония, d- и f-элементов в их низших степенях окисления (например, хлориды марганца MnCl₂ и неодима NdCl₂) – типичные соли. В водных растворах они почти полностью диссоциируют на ионы. Увеличение числа атомов хлора в молекулах хлоридов приводит, как правило, к уменьшению полярности химической связи и термической стойкости хлоридов, увеличению их летучести и склонности к гидролизу. Хлориды серебра AgCl, меди CuCl, ртути Hg₂Cl₂ и свинца PbCl₂ малорастворимы в воде. Хлориды неметаллов в большинстве случаев подвергаются в воде полному гидролизу, например:

$PCl_5 + 4H_2O \rightarrow H_3PO_4 + 5HCl.$Некоторые хлориды неметаллов – комплексные соединения: например, кристаллический PCl₅ состоит из ионов [PCl₄]⁺ и [PCl₆]^–. Xлориды брома BrCl и иода ICl относят к межгалогенным соединениям.

Для ряда хлоридов характерна ассоциация и полимеризация в жидкой и газовой фазах с образованием хлоридных мостиков между атомами. Например, хлорид алюминия AlCl₃ в газовой и жидкой фазах образует димер, причём энергия разрыва двух мостиковых связей 130 кДж/моль.
Многие хлориды взаимодействуют между собой, образуя комплексные соединения, например:

$2KCl + SnCl_4  \rightarrow K_2[SnCl_6];$$CsCl + ICl_3  \rightarrow Cs[ICl_4].$С соляной кислотой HCl и Cl₂ ионы Сl^– образуют малоустойчивые анионы – соответственно [HCl₂]^– и [Cl₃]^–.

Для обнаружения хлоридов, образующих в водном растворе Сl^–, раствор подкисляют азотной кислотой HNO₃ и добавляют раствор нитрата серебра AgNO₃, при этом сразу же выпадает белый хлопьевидный осадок AgCl, постепенно темнеющий на свету и растворяющийся в водном аммиаке NH₃.

Получение

Xлориды получают либо из простых веществ (например, $P_4+ 10Cl_2 \rightarrow  4PCl_5$), либо взаимодействием соляной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами, карбонатами и гидрокарбонатами (например, $ZnO + 2HCl \rightarrow  ZnCl_2 + H_2O$).

Нахождение в природе

В природе хлориды образуют многочисленные минералы, например галит NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl·MgCl₂·6H₂O, бишофит MgCl₂·6H₂O. Значительные количества хлоридов содержат морские воды, соляные, подземные рассолы. Некоторые хлориды, например хлориды натрия NaCl, калия KCl и кальция CaCl₂, входят в состав живых организмов.

Сростки кристаллов галита из Большого Солёного озера (штат Юта, США).Сростки кристаллов галита из Большого Солёного озера (штат Юта, США).

Применение

Xлориды используют в производстве Сl₂, щелочей, некоторых металлов, производных кислородных кислот хлора, в органическом синтезе и др. На образовании летучих хлоридов основано обогащение и разделение многих цветных и редких металлов путём хлорирования их руд.