Хлор

Из Википедије, слободне енциклопедије
Хлор,  17Cl
Chlorine-sample-flip.jpg
Хлор у епрувети
Општа својства
Име, симбол хлор, Cl
Хлор у периодном систему
Водоник (диатомски неметал)
Хелијум (племенити гас)
Литијум (алкални метал)
Берилијум (земноалкални метал)
Бор (металоид)
Угљеник (полиатомски неметал)
Азот (диатомски неметал)
Кисеоник (диатомски неметал)
Флуор (диатомски неметал)
Неон (племенити гас)
Натријум (алкални метал)
Магнезијум (земноалкални метал)
Алуминијум (постпрелазни метал)
Силицијум (металоид)
Фосфор (полиатомски неметал)
Сумпор (полиатомски неметал)
Хлор (диатомски неметал)
Аргон (племенити гас)
Калијум (алкални метал)
Калцијум (земноалкални метал)
Скандијум (прелазни метал)
Титанијум (прелазни метал)
Ванадијум (прелазни метал)
Хром (прелазни метал)
Манган (прелазни метал)
Гвожђе (прелазни метал)
Кобалт (прелазни метал)
Никл (прелазни метал)
Бакар (прелазни метал)
Цинк (прелазни метал)
Галијум (постпрелазни метал)
Германијум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (полиатомски неметал)
Бром (диатомски неметал)
Криптон (племенити гас)
Рубидијум (алкални метал)
Стронцијум (земноалкални метал)
Итријум (прелазни метал)
Цирконијум (прелазни метал)
Ниобијум (прелазни метал)
Молибден (прелазни метал)
Технецијум (прелазни метал)
Рутенијум (прелазни метал)
Родијум (прелазни метал)
Паладијум (прелазни метал)
Сребро (прелазни метал)
Кадмијум (прелазни метал)
Индијум (постпрелазни метал)
Калај (постпрелазни метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (диатомски неметал)
Ксенон (племенити гас)
Цезијум (алкални метал)
Баријум (земноалкални метал)
Лантан (лантаноид)
Церијум (лантаноид)
Празеодијум (лантаноид)
Неодијум (лантаноид)
Прометијум (лантаноид)
Самаријум (лантаноид)
Еуропијум (лантаноид)
Гадолинијум (лантаноид)
Тербијум (лантаноид)
Диспрозијум (лантаноид)
Холмијум (лантаноид)
Ербијум (лантаноид)
Тулијум (лантаноид)
Итербијум (лантаноид)
Лутецијум (лантаноид)
Хафнијум (прелазни метал)
Тантал (прелазни метал)
Волфрам (прелазни метал)
Ренијум (прелазни метал)
Осмијум (прелазни метал)
Иридијум (прелазни метал)
Платина (прелазни метал)
Злато (прелазни метал)
Жива (прелазни метал)
Талијум (постпрелазни метал)
Олово (постпрелазни метал)
Бизмут (постпрелазни метал)
Полонијум (постпрелазни метал)
Астат (металоид)
Радон (племенити гас)
Францијум (алкални метал)
Радијум (земноалкални метал)
Актинијум (актиноид)
Торијум (актиноид)
Протактинијум (актиноид)
Уранијум (актиноид)
Нептунијум (актиноид)
Плутонијум (актиноид)
Америцијум (актиноид)
Киријум (актиноид)
Берклијум (актиноид)
Калифорнијум (актиноид)
Ајнштајнијум (актиноид)
Фермијум (актиноид)
Мендељевијум (актиноид)
Нобелијум (актиноид)
Лоренцијум (актиноид)
Радерфордијум (прелазни метал)
Дубнијум (прелазни метал)
Сиборгијум (прелазни метал)
Боријум (прелазни метал)
Хасијум (прелазни метал)
Мајтнеријум (непозната хемијска својства)
Дармштатијум (непозната хемијска својства)
Рендгенијум (непозната хемијска својства)
Коперницијум (прелазни метал)
Нихонијум (непозната хемијска својства)
Флеровијум (постпрелазни метал)
Московијум (непозната хемијска својства)
Ливерморијум (непозната хемијска својства)
Тенесин (непозната хемијска својства)
Оганесон (непозната хемијска својства)
F

Cl

Br
сумпорхлораргон
Атомски број (Z) 17
Група, блок група 17
(халогени)
, p-блок
Периода периода 3
Категорија   диатомски неметал
Рел. ат. маса (Ar) 35,4527 u
Ел. конфигурација [Ne]3s23p5
по љускама
2, 8, 7
Физичка својства
Боја зеленожута
Агрегатно стање гасовито
Тачка топљења 171,6 K
(−101,55 °C)
Тачка кључања 239,11 K
(−33,04 °C)
Густина 3,214 kg/m3
Моларна запремина 17,39×10−3 m3/mol
Топлота фузије 3,203 kJ/mol
Топлота испаравања 10,2 kJ/mol
Сп. топл. капацитет 480 J/(kg·K)
Атомска својства
Оксидациона стања ±1, 3, 5, 7
Особине оксида јако кисели
Електронегативност 3,16 (Полинг)
2,83 (Олред)
Енергије јонизације 1: 1.251,2 kJ/mol
2: 2.298 kJ/mol
3: 3.822 kJ/mol
(остале)
Атомски радијус 100 (79) pm
Ковалентни радијус 99 pm
Валсов радијус 175 pm
Кристална структура орторомбична
Орторомбична кристална структура за хлор
Топл. водљивост 0,0089 W/(m·K)
референцеВикиподаци

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 изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 

Спољашње везе[уреди]