Хлор

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

Cl

Br
сумпорхлораргон
Атомски број (Z) 17
Група, периода група 17 (халогени), периода 3
Блок p-блок
Категорија   диатомски неметал
Рел. ат. маса (Ar) [35,446, 35,457] конвенционална: 35,45
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
Притисак паре 1.300 Pa
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
Линије боје у спектралном распону
Кристална структура орторомбична
Орторомбична кристална структура за хлор
Топл. водљивост 0,0089 W/(m·K)
референцеВикиподаци

Хлор (Cl; лат. chlorium, од грч. chloros — „зелено-жути”) неметал је 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 (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  2. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 

Спољашње везе[уреди]