Hlorid

S Vikipedije, slobodne enciklopedije
(preusmereno sa Хлориди)
Hlorid
Nazivi
Sistemski IUPAC naziv
Hlorid[1]
Identifikacija
3D model (Jmol)
Bajlštajn 3587171
ChEBI
ChemSpider
Gmelin Referenca 14910
KEGG[2]
  • InChI=1S/ClH/h1H/p-1 DaY
    Ključ: VEXZGXHMUGYJMC-UHFFFAOYSA-M DaY
  • [Cl-]
Svojstva
Cl−
Molarna masa 35,45 g·mol−1
Konjugovana kiselina Hlorovodonik
Termohemija
153,36 J K−1 mol−1[5]
−167 kJ·mol−1[5]
Srodna jedinjenja
Drugi anjoni
 Fluorid

Bromid
Jodid

Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25°C [77°F], 100 kPa).
Reference infokutije

Hlorid je anjon (negativno naelektrisani jon) Cl− koji nastaje priključivanjem elektrona atomu hlora, ili kad se jedinjenje kao što je hlorovodonik rastvori u vodi ili nekom drugom polarnom rastvaraču. Ovaj naziv takođe označava i svaku so koja potiče od hlorovodonične kiseline. Hloridne soli kao što je natrijum hlorid često su veoma rastvorne u vodi.[6] Hlorid je esencijalni elektrolit prisutan u svim telesnim fluidima koji je odgovoran za održavanje kiselinsko/baznog balansa, transmitovane nervnih impulsa i regulaciju fluida u i izvan ćelija. U organskoj hemiji imenom „hlorid“ označavaju se i neka organska jedinjenja koja sadrže u sebi hlor a nisu soli. Na primer, metil hlorid, sa standardnim imenom hlorometan (pogledajte IUPAC knjige) je organsko jedinjenje sa kovalentnom C−Cl vezom u kojoj hlor nije anjon.

Najpoznatiji hlorid je natrijum hlorid, poznat i kao kuhinjska so. On je i najrasprostranjeniji od soli rastvorenih u okeanima. Poznati hloridi su još: magnezijum hlorid (MgCl2), amonijum hlorid (NH4Cl), kalaj(II) hlorid (SnCl2), kalaj(IV) hlorid (SnCl4), hlorovodonik (HCl), ugljenik tetrahlorid (CCl4), brom hlorid (BrCl).

Električna svojstva[uredi | uredi izvor]

Hloridni jon je mnogo veći od atoma hlora, 167 i 99 pm. Jon je bezbojan i dijamagnetičan. U vodenom rastvoru, on je u većini slučajeva visoko rastvorljiv; međutim, za neke hloridne soli, kao što su srebro hlorid, olovo(II) hlorid i živa(I) hlorid, malo su rastvorljive u vodi.[7] U vodenom rastvoru hlorid je vezan za protonske krajeve molekula vode.

Prisustvo u prirodi[uredi | uredi izvor]

Morska voda sadrži 1,94% hlorida. Neki minerali koji sadrže hlorid obuhvataju hloride natrijuma (halit ili NaCl), kalijuma (silvit ili KCl) i magnezijuma (bishofit), hidratisani MgCl2. Koncentracija hlorida u krvi naziva se serumski hlorid, a ovu koncentraciju regulišu bubrezi. Hloridni jon je strukturna komponenta nekih proteina, npr. prisutan je u enzimu amilaza.

Hlorid se nalazi kao elektrolit, može da teče kroz hloridne kanale (uključujući GABAA receptor), i biva transportovan putem KCC2 i NKCC2 transporteri. Hlorid je obično (mada ne uvek) u višoj vanćelijskog koncentraciji, zbog čega ima negativan reverzni potencijal (oko -61 mV na 37 °C u ćeliji sisara).[8]

Uloga u biologiji[uredi | uredi izvor]

Hlorid je esencijalni elektrolit, koji se unosi i iznosi iz ćelije putem hloridnih kanala i igra ključnu ulogu u održavanju ćelijske homeostaze i prenošenju akcionih potencijala u neuronima.[9] Karakteristične koncentracije hlorida u modelskim organizmima su: u E. coli i pupećem kvascu 10-200 mM (u zavisnosti od medija), u ćelijama sisara 5-100 мМ i u krvnoj plazmi 100 mM.[10]

Bubrežna reapsorpcija hlorida[uredi | uredi izvor]

Bubrežna reapsorpcija hlorida (Cl−) je deo bubrežne fiziologije, čija glavna svrha je da se ne izgubi suviše hlorida u urinu.

Karakteristike Cl− reapsorpcije
Karakteristika proksimalna tubula Henleova petlja distalna tubula sistem kolektorskih kanala
S1 S2 S3 silazni deo uski uzlazni deo široki uzlazni deo povezujuća tubula inicijalna prikupljačka tubula kortikalni sabirni kanali medularni sabirni kanali
reapsorpcija (%)
reapsorpcija (mmol/dan)
koncentracija (mM) 115[11] 135[11]
električna pogonska sila (mV) −3[12] +3[12] +15[12] −5 to +5[12] −40[12]
hemijska pogonska sila (mV)
elektrohemijska pogonska sila (mV) (pozitivna)[13]
apikalni transportni proteini (pasivno)[13]
bazolateralni transportni proteini hloridni kanali

β interkalirane ćelije: Cl−HCO3− izmenjivač[11]

Druga reapsorpciona svojstva

Uloga u privredi[uredi | uredi izvor]

Industrija hlornih alkalija je znatni potrošač svetskog energetskog budžeta. Ovaj proces pretvara natrijum hlorid u hlor i natrijum hidroksid, koji se koriste za pravljenje mnogih drugih materijala i hemikalija. Proces uključuje dve paralelne reakcije:

2 Cl− → Cl
2 + 2 e−
2 H
2O + 2 e− → H2 + 2 OH−
Osnovna membranska ćelija koja se koristi u elektrolizi rastvora soli. Na anodi (A), hlorid (Cl−) se oksiduje u hlor. Jonski-selektivna membrana (B) omogućava slobodan protok kontrajona Na+, ali sprečava da anioni poput hidroksida (OH−) i hlorida ne difuzuju kroz nju. Na katodi (C) voda se redukuje do hidroksida i gasovitog vodonika.

Kvalitet i obrada vode[uredi | uredi izvor]

Drugi značajni vid primena hlorida je desalinizacija, koja obuhvata energetski intenzivno uklanjanje hloridnih soli da bi se dobila voda za piće. U naftnoj industriji, hloridi su pažljivo nadgledani sastojak blatovog sistema.[14] Povećanje sadržaja hlorida u blatnom sistemu može biti pokazatelj bušenja u formaciju slane vode visokog pritiska. Njegovo povećanje takođe može ukazivati na loš kvalitet ciljanog peska.

Hlorid je takođe koristan i pouzdan hemijski pokazatelj fekalne kontaminacije reke/podzemne vode, jer je hlorid nereaktivni rastvorak i sveprisutan je u kanalizaciji i pitkoj vodi. Mnoge kompanije koje regulišu vodu širom sveta koriste hlorid za proveru nivoa zagađenja reka i izvora pijaće vode.[15]

Upotreba u domaćinstvu[uredi | uredi izvor]

Hloridne solik kao što je natrijum hlorid se koriste za prezervaciju hrane.

Korozija[uredi | uredi izvor]

Prisustvo hlorida, npr. u morskoj vodi, značajno pogoršava uslove dubinske korozije većine metala (uključujući nerđajuće čelike, aluminijum, legure aluminijuma i visokolegirane materijale) pospešujući formiranje i rast rupa autokatalitičkim procesom.

Kristali natrijum hlorida, koji su poput većine hloridnih soli bezbojni i rastvorni u vodi.
Struktura natrijum hlorida, pokazuje tendenciju hloridnih jona (zelene sfere) da se vezuju za nekoliko katjona.

Reakcije hlorida[uredi | uredi izvor]

Hlorid može da bude oksidovan, ali se ne može redukovati. Prva oksidacija, koja se koristi u hlor-alkalnom procesu, je pretvaranje u gas hlora. Hlor se može dalje oksidovati u druge okside i oksianjone, uključujući hipohlorit (ClO−, aktivni sastojak hlornog izbeljivača), hlor dioksid (ClO2), hlorat (ClO−
3) i perhlorat (ClO−
4).

U pogledu svojih kiselo-baznih svojstava, hlorid je veoma slaba baza, što pokazuje negativna pKa vrednost hlorovodonične kiseline. Hlorid se može protonisati jakim kiselinama, kao što je sumporna kiselina:

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

Reakcija jonskih hloridnih soli sa drugim solima je razmena anjona. Prisustvo hlorida često se otkriva formiranjem nerastvorljivog srebro-hlorida nakon tretiranja sa jonom srebra:

Cl− + Ag+ → AgCl

Koncentracija hlorida u testu može se odrediti korišćenjem hloridometra, koji detektuje jone srebra nakon što se sav hlorid u testu istaloži putem ove reakcije.

Hlorisane srebrne elektrode se najčešće koriste u ex vivo elektrofiziologiji.[16]

Primeri[uredi | uredi izvor]

Jedan od primera je kuhinjska so, koja je natrijum hlorid sa hemijskom formulom NaCl. Ona se u vodi disocira na Na+ i Cl− jone. Soli, kao što su kalcijum hlorid, magnezijum hlorid, kalijum hlorid, imaju različite namene u rasponu od medicinskih tretmana do stvaranja cementa.[6]

Kalcijum hlorid (CaCl2) je so koja se prodaje u obliku peleta za uklanjanje vlage iz prostorija. Kalcijum hlorid se takođe koristi za održavanje neasfaltiranih puteva i za učvršćivanje osnova puteva za novu izgradnju. Pored toga, kalcijum hlorid se široko koristi kao sredstvo za uklanjanje leda, jer je efikasan u snižavanju tačke topljenja kada se nanese na led.[17]

Primeri kovalentno vezanih hlorida su fosfor trihlorid, fosfor pentahlorid i tionil hlorid, koji su reaktivna hlorirajuća sredstva koja su korišćena u laboratoriji.

Drugi oksianjoni[uredi | uredi izvor]

Hlor može da poprimi oksidaciona stanja od −1, +1, +3, +5, ili +7. Poznato je nekoliko neutralnih hlornih oksida.

Oksidaciono stanje hlora −1 +1 +3 +5 +7
Ime hlorid hipohlorit hlorit hlorat perhlorat
Formula Cl− ClO− ClO−
2 		ClO−
3 		ClO−
4
Struktura The chloride ion The hypochlorite ion The chlorite ion The chlorate ion The perchlorate ion

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ „Chloride ion - PubChem Public Chemical Database”. The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information. 
  2. ^ Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  3. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  uredi
  4. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  5. ^ a b Zumdahl 2009, str. A21
  6. ^ a b Green, John, and Sadru Damji. "Chapter 3." Chemistry. Camberwell, Vic.: IBID, 2001. Print.
  7. ^ Zumdahl, Steven (2013). Chemical Principles (7th izd.). Cengage Learning. str. 109. ISBN 978-1-285-13370-6. 
  8. ^ Equilibrium (or reversal) potentials
  9. ^ Jentsch, Thomas J.; Stein, Valentin; Weinreich, Frank; Zdebik, Anselm A. (1. 4. 2002). „Molecular Structure and Physiological Function of Chloride Channels”. Physiological Reviews. 82 (2): 503—568. ISSN 0031-9333. PMID 11917096. doi:10.1152/physrev.00029.2001. 
  10. ^ Milo, Ron; Philips, Rob. „Cell Biology by the Numbers: What are the concentrations of different ions in cells?”. book.bionumbers.org. Pristupljeno 24. 3. 2017. 
  11. ^ a b v g d đ e ž z i Walter F., PhD. Boron (2005). Medical Physiology: A Cellular And Molecular Approaoch. Elsevier/Saunders. ISBN 978-1-4160-2328-9.  Page 780
  12. ^ a b v g d Walter F., PhD. Boron (2005). Medical Physiology: A Cellular And Molecular Approaoch. Elsevier/Saunders. str. 777. ISBN 978-1-4160-2328-9. 
  13. ^ a b Walter F., PhD. Boron (2005). Medical Physiology: A Cellular And Molecular Approaoch. Elsevier/Saunders. str. 779. ISBN 978-1-4160-2328-9. 
  14. ^ Petroleum Engineering Handbook, Volume II: Drilling Engineering. Society of Petroleum Engineers. 2007. str. 90—95. ISBN 978-1-55563-114-7. 
  15. ^ „Chlorides”. www.gopetsamerica.com. Arhivirano iz originala 18. 08. 2016. g. Pristupljeno 14. 4. 2018. 
  16. ^ Molleman, Areles (2003). "Patch Clamping: An Introductory Guide to Patch Clamp Electrophysiology". Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-48685-5.
  17. ^ „Common Salts”. hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Georgia State University. 

Literatura[uredi | uredi izvor]


Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Хлорид&oldid=27735862”