Хлорид

Из Википедије, слободне енциклопедије
Иди на навигацију Иди на претрагу
Хлорид
Cl-.svg
Chloride ion.svg
Називи
Системски IUPAC назив
Хлорид[1]
Идентификација
3D модел (Јмол)
Бајлштајн 3587171
ChEBI
ChemSpider
Гмелин Референца 14910
KEGG[2]
Својства
Cl
Моларна маса 35,45 g·mol−1
Конјугована киселина Хлороводоник
Термохемија
153,36 J K−1 mol−1[5]
−167 kJ·mol−1[5]
Сродна једињења
Други анјони
Флуорид

Бромид
Јодид

Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Референце инфокутије

Хлорид је анјон (негативно наелектрисани јон) Cl који настаје прикључивањем електрона атому хлора, или кад се једињење као што је хлороводоник раствори у води или неком другом поларном растварачу. Овај назив такође означава и сваку со која потиче од хлороводоничне киселине. Хлоридне соли као што је натријум хлорид често су веома растворне у води.[6] Хлорид је есенцијални електролит присутан у свим телесним флуидима који је одговоран за одржавање киселинско/базног баланса, трансмитоване нервних импулса и регулацију флуида у и изван ћелија. У органској хемији именом „хлорид“ означавају се и нека органска једињења која садрже у себи хлор а нису соли. На пример, метил хлорид, са стандардним именом хлорометан (погледајте ИУПАЦ књиге) је органско једињење са ковалентном C−Cl везом у којој хлор није анјон.

Најпознатији хлорид је натријум хлорид, познат и као кухињска со. Он је и најраспрострањенији од соли растворених у океанима. Познати хлориди су још: магнезијум хлорид (MgCl2), амонијум хлорид (NH4Cl), калај(II) хлорид (SnCl2), калај(IV) хлорид (SnCl4), хлороводоник (HCl), угљеник тетрахлорид (CCl4), бром хлорид (BrCl).

Електрична својства[уреди]

Хлоридни јон је много већи од атома хлора, 167 и 99 pm, респективно. Јон је безбојан и дијамагнетичан. У воденом раствору, он је у већини случајева високо растворљив; међутим, за неке хлоридне соли, као што су сребро хлорид, олово(II) хлорид и жива(I) хлорид, мало су растворљиве у води.[7] У воденом раствору хлорид је везан за протонске крајеве молекула воде.

Присуство у природи[уреди]

Морска вода садржи 1,94% хлорида. Неки минерали који садрже хлорид обухватају хлориде натријума (халит или NaCl), калијума (силвит или KCl) и магнезијума (бисхофит), хидратисани MgCl2. Концентрација хлорида у крви назива се серумски хлорид, а ову концентрацију регулишу бубрези. Хлоридни јон је структурна компонента неких протеина, нпр. присутан је у ензиму амилаза.

Хлорид се налази као електролит, може да тече кроз хлоридне канале (укључујући GABAA рецептор), и бива транспортован путем KCC2 и NKCC2 транспортери. Хлорид је обично (мада не увек) у вишој ванћелијског концентрацији, због чега има негативан реверзни потенцијал (око -61 mV на 37 степени Целзијуса у ћелији сисара).[8]

Улога у биологији[уреди]

Хлорид је есенцијални електролит, који се уноси и износи из ћелије путем хлоридних канала и игра кључну улогу у одржавању ћелијске хомеостазе и преношењу акционих потенцијала у неуронима.[9] Карактеристичне концентрације хлорида у моделским организмима су: у E. coli и пупећем квасцу 10-200 mM (у зависности од медија), у ћелијама сисара 5-100 мМ и у крвној плазми 100 mM.[10]

Бубрежна реапсорпција хлорида[уреди]

Бубрежна реапсорпција хлорида (Cl) је део бубрежне физиологије, чија главна сврха је да се не изгуби сувише хлорида у урину.

Карактеристике Cl реапсорпције
Карактеристика проксимална тубула Хенлеова петља дистална тубула систем колекторских канала
S1 S2 S3 силазни део уски узлазни део широки узлазни део повезујућа тубула иницијална прикупљачка тубула кортикални сабирни канали медуларни сабирни канали
реапсорпција (%)
реапсорпција (mmol/дан)
концентрација (mM) 115[11] 135[11]
електрична погонска сила (mV) −3[12] +3[12] +15[12] −5 to +5[12] −40[12]
хемијска погонска сила (mV)
електрохемијска погонска сила (mV) (позитивна) [13]
апикални транспортни протеини (пасивно)[13]
базолатерални транспортни протеини
  • хлоридни канали[11]
  • хлоридни канали[11]
хлоридни канали

β интеркалиране ћелије: ClHCO3 измењивач[11]

Друга реапсорпциона својства

Улога у привреди[уреди]

Индустрија хлорних алкалија је знатни потрошач светског енергетског буџета. Овај процес претвара натријум хлорид у хлор и натријум хидроксид, који се користе за прављење многих других материјала и хемикалија. Процес укључује две паралелне реакције:

2 ClCl
2
+ 2 e
H
2
O
+ 2 e → H2 + 2 OH
Основна мембранска ћелија која се користи у електролизи раствора соли. На аноди (А), хлорид (Cl) се оксидује у хлор. Јонски-селективна мембрана (B) омогућава слободан проток контрајона Na+, али спречава да аниони попут хидроксида (OH) и хлорида не дифузују кроз њу. На катоди (C) вода се редукује до хидроксида и гасовитог водоника.

Квалитет и обрада воде[уреди]

Други значајни вид примена хлорида је десалинизација, која обухвата енергетски интензивно уклањање хлоридних соли да би се добила вода за пиће. У нафтној индустрији, хлориди су пажљиво надгледани састојак блатовог система.[14] Повећање садржаја хлорида у блатном систему може бити показатељ бушења у формацију слане воде високог притиска. Његово повећање такође може указивати на лош квалитет циљаног песка.

Хлорид је такође користан и поуздан хемијски показатељ фекалне контаминације реке/подземне воде, јер је хлорид нереактивни растворак и свеприсутан је у канализацији и питкој води. Многе компаније које регулишу воду широм света користе хлорид за проверу нивоа загађења река и извора пијаће воде.[15]

Употреба у домаћинству[уреди]

Хлоридне солик као што је натријум хлорид се користе за презервацију хране.

Корозија[уреди]

Присуство хлорида, нпр. у морској води, значајно погоршава услове дубинске корозије већине метала (укључујући нерђајуће челике, алуминијум, легуре алуминијума и високолегиране материјале) поспешујући формирање и раст рупа аутокаталитичким процесом.

Кристали натријум хлорида, који су попут већине хлоридних соли безбојни и растворни у води.
Структура натријум хлорида, показује тенденцију хлоридних јона (зелене сфере) да се везују за неколико катјона.

Реакције хлорида[уреди]

Хлорид може да буде оксидован, али се не може редуковати. Прва оксидација, која се користи у хлор-алкалном процесу, је претварање у гас хлора. Хлор се може даље оксидовати у друге оксиде и оксианјоне, укључујући хипохлорит (ClO, активни састојак хлорног избељивача), хлор диоксид (ClO2), хлорат (ClO
3
) и перхлорат (ClO
4
).

У погледу својих кисело-базних својстава, хлорид је веома слаба база, што показује негативна pKa вредност хлороводоничне киселине. Хлорид се може протонисати јаким киселинама, као што је сумпорна киселина:

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

Реакција јонских хлоридних соли са другим солима је размена анјона. Присуство хлорида често се открива формирањем нерастворљивог сребро-хлорида након третирања са јоном сребра:

Cl + Ag+ → AgCl

Концентрација хлорида у тесту може се одредити коришћењем хлоридометра, који детектује јоне сребра након што се сав хлорид у тесту исталожи путем ове реакције.

Хлорисане сребрне електроде се најчешће користе у ex vivo електрофизиологији.[16]

Примери[уреди]

Један од примера је кухињска со, која је натријум хлорид са хемијском формулом NaCl. Она се у води дисоцира на Na+ и Cl јоне. Соли, као што су калцијум хлорид, магнезијум хлорид, калијум хлорид, имају различите намене у распону од медицинских третмана до стварања цемента.[6]

Калцијум хлорид (CaCl2) је со која се продаје у облику пелета за уклањање влаге из просторија. Калцијум хлорид се такође користи за одржавање неасфалтираних путева и за учвршћивање основа путева за нову изградњу. Поред тога, калцијум хлорид се широко користи као средство за уклањање леда, јер је ефикасан у снижавању тачке топљења када се нанесе на лед.[17]

Примери ковалентно везаних хлорида су фосфор трихлорид, фосфор пентахлорид и тионил хлорид, који су реактивна хлорирајућа средства која су коришћена у лабораторији.

Други оксианјони[уреди]

Хлор може да поприми оксидациона стања од −1, +1, +3, +5, или +7. Познато је неколико неутралних хлорних оксида.

Оксидационо стање хлора −1 +1 +3 +5 +7
Име хлорид хипохлорит хлорит хлорат перхлорат
Формула Cl ClO ClO
2
ClO
3
ClO
4
Структура The chloride ion The hypochlorite ion The chlorite ion The chlorate ion The perchlorate ion

Референце[уреди]

  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.  уреди
  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. 5,0 5,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A21. ISBN 0-618-94690-X. 
  6. 6,0 6,1 Green, John, and Sadru Damji. "Chapter 3." Chemistry. Camberwell, Vic.: IBID, 2001. Print.
  7. ^ Zumdahl, Steven (2013). Chemical Principles (7th изд.). Cengage Learning. стр. 109. ISBN 978-1-285-13370-6. 
  8. ^ Equilibrium (or reversal) potentials
  9. ^ Jentsch, Thomas J.; Stein, Valentin; Weinreich, Frank; Zdebik, Anselm A. (2002-04-01). „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. Приступљено 24. 3. 2017. 
  11. 11,0 11,1 11,2 11,3 11,4 11,5 11,6 11,7 11,8 11,9 Walter F., PhD. Boron (2005). Medical Physiology: A Cellular And Molecular Approaoch. Elsevier/Saunders. ISBN 1-4160-2328-3.  Page 780
  12. 12,0 12,1 12,2 12,3 12,4 Walter F., PhD. Boron (2005). Medical Physiology: A Cellular And Molecular Approaoch. Elsevier/Saunders. ISBN 1-4160-2328-3.  Page 777
  13. 13,0 13,1 Walter F., PhD. Boron (2005). Medical Physiology: A Cellular And Molecular Approaoch. Elsevier/Saunders. ISBN 1-4160-2328-3.  Page 779
  14. ^ Petroleum Engineering Handbook, Volume II: Drilling Engineering. Society of Petroleum Engineers. 2007. стр. 90—95. ISBN 978-1-55563-114-7. 
  15. ^ „Chlorides”. www.gopetsamerica.com. Приступљено 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. 

Литература[уреди]

  • Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A21. ISBN 0-618-94690-X. 

Спољашње везе[уреди]