Хлор

Из Википедије, слободне енциклопедије
Хлор (17Cl)
S - Cl - Ar
 
F
Cl
Br  
 
 
Cl-TableImage.png

Хлор у епрувети
Хлор у епрувети

Општи подаци
Припадност скупу халогени елементи
група, периода VIIA, 3
густина, тврдоћа 3,214 kg/m3, bd
боја зеленожута
Особине атома
атомска маса 35,4527 u
атомски радијус 100 (79) pm
ковалентни радијус 99 pm
ван дер Валсов радијус 175 pm
електронска конфигурација [Ne]3s23p5
e- на енергетским нивоима 2, 8, 7
оксидациони број ±1, 3, 5, 7
Особине оксида јако кисели
Кристална структура ромбоидна
Физичке особине
агрегатно стање гасовито
температура топљења 171,6 K
(-101,55 °C)
температура кључања 239,11 K
(-33,04 °C)
молска запремина 17,39×10-3 m³/mol
топлота испаравања 10,2 kJ/mol
топлота топљења 3,203 kJ/mol
брзина звука специфична проводљивост
Остале особине
Електронегативност 3,16 (Паулинг)
2,83 (Алред)
специфична топлота 480 J/(kg*K)
специфична проводљивост специфична проводљивост
топлотна проводљивост 0,0089 W/(m*K)
I енергија јонизације 1251,2 kJ/mol
II енергија јонизације 2.298 kJ/mol
III енергија јонизације 3.822 kJ/mol
IV енергија јонизације 5158,6 kJ/mol
V енергија јонизације 6.542 kJ/mol
VI енергија јонизације 9.362 kJ/mol
VII енергија јонизације 11.018 kJ/mol
VIII енергија јонизације 33.604 kJ/mol
IX енергија јонизације 38.600 kJ/mol
X енергија јонизације 43.961 kJ/mol
Најстабилнији изотопи

Хлор (Cl, латински - chlorium, od грчке речи chloros која значи „зеленожути") је неметал са атомским бројем 17, припада VIIA групи.[1] Стабилни изотопи су му: 35Cl и 37Cl. Хлор је жутозелен гас око 2,5 пута тежи од ваздуха, непријатног, загушљивог мириса, веома отрован. Хлор је средство за избељивање и дезинфекцију. Састојак је многих соли и других једињења. Хлоридни јон је веома распрострањен у природи и може се наћи у скоро сваком живом организму, има веома велик биолошки значај, спада у макроелементе. Јони хлора су једни од најбитнијих анјона у воденим организмима док хлороводоничну (стари назив сона)киселину многе животиње користе за варење. У организму човека од 70 килограма налази се око 95 грама хлоридних јона углавном у облику натријум-хлорида.[2]

Особине[уреди]

Чист хлор се јавља у виду двоатомских молекула Cl2. У једињењима се јавља са оксидационим бројем од -1 do +7. Хлор се добро раствара у води и гради хлорну воду(смеша хлороводоничне и хипохлорасте киселине), која због насцентног кисеоника(насталог распаданјем нестабилне хипохлорасте киселине,HClO) има антибактерицидно дејство, а служи и за бељење органских боја.

Хлор је хемијски веома реактиван елемент. У присуству пригушене сунчеве светлости једини се са водоником градећи хлороводоник. Та реакција тече муњевитом брзином и спада у слободнорадикалске реакције. У пуној сунчевој светлости ова реакција се одиграва експлозивно. Хлор непосредно реагује са већином елемената и у тим реакцијама настају углавном хлориди. У једном литру воде температуре 10°C раствара се 3,10 литара хлора док при температури од 30°C само1,77 литара. Са водом реагује брзо градећи хлороводоник и перхлорну киселину (HClO). Са кисеоником гради 5 различитих оксида. Хлор гради неколико киселина и одговарајуће соли:

  • хлороводоничну (сону) киселину и хлориде као соли
  • хипохлорасту киселину и соли хипохлорите
  • хлорасту киселину и соли хлорите
  • хлорну киселину и соли хлорате
  • перхлорну киселину и соли перхлорате

Добијање[уреди]

У лабораторијама хлор се може добити оксидовањем хлороводоничне киселине јаким оксидационим средствима MnO2: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O. Индустријски, хлор се производи електролизом раствора(ређе растопа) натријум-хлорида. При томе се користе инертне угљеничне електроде. После производње гасовити хлор подлеже процесу ликвеакције(утечњавања)јер је у том облику погодан за транспорт. Интересантно је то да „суви“ хлор (без присуства влаге) не реагује са гвожђем из челика те се због тога транспорт врши у челичним боцама. Хлор је изузетно отрован гас карактеристичног оштрог мириса.


Примена[уреди]

Хлор се користи за дезинфекцију воде, за дезинфекцију и избељивање папира и тканина. Коришћен је као бојни отров за време I светског рата, али је замењен практичнијим средствима.

Хлор се доста користи за израду продуката који се користе у свакодневници - боје, намирнице, инсектициди, пластичних маса, нафтних продуката, лекова, растварача и бојних отрова. Хлор се користи и за добијање хлорног креча и брома.

Органска хемија је такође подручје на коме се примењује хлор. Користи се као оксиданс, а и као замена за атом водоника у органским једиењеима.

Употреба хлора за бељење индустријске целулозе, лана, памука и дезинфекцију воде заснива се на његовом оксидационом дејству.

Историја[уреди]

Хлор је откривен 1774. од Шелеа (Carl Wilhelm Scheele) реакцијом: MnO2 + HCl за коју је погрешно мислио да је добио гас који садржи кисеоник. Име овом елементу је 1810. године дао Хамфри Дејви, који је утврдио да је супстанција коју је Шеле открио елемент а не неко једињење у гасовитом облику. Хлор су први пут употребили Немци 22. априла 1915. године као бојни отров против Француза. То је означило почетак хемијског рата.

Заступљеност[уреди]

У природи хлор је заступљен у облику јона Cl-, који је главни анјон у океанима (јони хлора чине 1,9% масе свих океана). Још већа концентрација хлорових јона је у сланим језерима (уМртвом Мору око 21%).

Већина хлорида је растворљива у води зато веће количине се могу наћи само у сувим пределима или у подземним лежиштима соли.

Једињења[уреди]

Међу неорганским једињењима хлора налазе се хлориди и хлорити. У органска једињења спадају хлороаминати, хлориди хидроксида угљеника и тетрахлориди угљеника.

Токсичност[уреди]

Гасовити хлор надражује систем за дисање и слузне жлезде, у већим количинама изазива смрт. У ваздуху се може осетити већ у количини од 3.5 ppm, али опасна концентрација је тек преко 1000 ppm. Због тих особина је коришћен као бојни отров у I светском рату. Да би се неутралисао удишу се паре етанола, или разблаженог раствора амонијака.

Види још[уреди]

Референце[уреди]

  1. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 

Литература[уреди]

Спољашње везе[уреди]

}}