Прејди на содржината

Хлор

Од Википедија — слободната енциклопедија
Хлор  (17Cl)
Ампула со хлор во гас
Спектрални линии на хлорот (400–700 nm)
Општи својства
Име и симболхлор (Cl)
Изгледблед жолто-зелен гас
Хлорот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технециум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рендгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
F

Cl

Br
сулфурхлораргон
Атомски број17
Стандардна атомска тежина (Ar)35,45[1] (35,446–35,457)[2]
Категорија  двоатомски неметал
Група и блокгрупа 17 (халогени), p-блок
ПериодаIII периода
Електронска конфигурација[Ne] 3s2 3p5
по обвивка
2, 8, 7
Физички својства
Фазагасна
Точка на топење171,6 K ​(−101,5 °C)
Точка на вриење239,11 K ​(−34,04 °C)
Густина при стп (0 °C и 101,325 kPa)3,2 г/Л
кога е течен, при т.в.1,5625 г/см3[3]
Критична точка416,9 K, 7,991 MPa
Топлина на топење(Cl2) 6,406 kJ/mol
Топлина на испарување(Cl2) 20,41 kJ/mol
Моларен топлински капацитет(Cl2)
33,949 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 128 139 153 170 197 239
Атомски својства
Оксидациони степени7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, −1 ​(силно кисел оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 3.16
Енергии на јонизацијаI: 1251.2 kJ/mol
II: 2298 kJ/mol
II: 3822 kJ/mol
(повеќе)
Ковалентен полупречник102±4 пм
Ван дер Валсов полупречник175 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на хлор
Разни податоци
Кристална структураорторомпска
Кристалната структура на хлорот
Брзина на звукот206 м/с (гас, при 0 °C)
Топлинска спроводливост8,9×103 W/(m·K)
Електрична отпорност>10 Ω·m (при 20 °C)
Магнетно подредувањедијамагнетно[4]
CAS-број7782-50-5
Историја
Откриен и првпат издвоенКарл Вилхелм Шеле (1774)
Препознаен како елемент одХамфри Дејви (1808)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на хлорот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
35Cl 75,77 % 35Cl е стабилен со 18 неутрони
36Cl трага 3,01×105 г β 0,709 36Ar
ε 36S
37Cl 24,23 % 37Cl е стабилен со 20 неутрони
| наводи | Википодатоци

Хлор (грчки χλωρóς chloros, со значење бледозелен) — хемиски елемент со атомски број 17 и симбол Cl. Тој е халоген елемент, а се наоѓа во 17 група од периодниот систем. Како хлориден јон, кој е дел од натриум хлоридот (кујнската сол), тој е најраспространет во природата и е потребен на речиси сите животни форми, вклучувајќи ги и луѓето. Во својата елементарна форма при стандардни услови, хлорот е бледозелен гас кој е околу 2,5 пати погуст од воздухот. Има задушувачки мирис и е отровен. Хлорот е моќен оксиданс и се употребува во белењето и дезинфикацијата.

Елементарниот хлор комерцијално е произведуван од саламура со електролиза, претежно во хлоралкалната постапка. Високиот оксидирачки потенцијал на елементарниот хлор довело до развој на комерцијални белила и средства за дезинфекција и реагенс за многу постапки во хемиската индустрија. Хлорот е користен во производството на широк спектар на производи за широка потрошувачка, околу две третини од нив органски хемикалии како што се поливинил хлорид (ПВЦ), многу посредници за производство на пластика и други крајни производи кои не го содржат елементот. Како вообичаено средство за дезинфекција, елементарниот хлор и соединенијата што создаваат хлор се користени подиректно во базените за да ги одржуваат санитарни. Елементарниот хлор при висока концентрација е исклучително опасен и отровен за повеќето живи организми. Како средство за хемиска војна, хлорот првпат бил користен во Првата светска војна како оружје кое е отровен гас.

Во облик на хлорид јоните, хлорот е неопходен за сите познати видови на живот. Другите видови хлорни соединенија се ретки кај живите организми, а вештачки произведените хлорирани органски материи се движат од инертни до токсични. Во горната атмосфера, органски молекули што содржат хлор, како што се хлорофлуоројаглерод се вмешани во осиромашување на озонот. Мали количини елементарен хлор се создадени со оксидација на хлоридните јони во неутрофилите како дел од имунолошкиот систем одговор против бактериите.

Поважни одлики

[уреди | уреди извор]

Хлорниот гас е диатомен, со хемиската формула Cl2. Брзо се комбинира со речиси сите други елементи, без разлика на тоа што не е толку многу реактивен како флуорот. На 10 °C еден литар вода би растворил 3,20 литри гасовит хлор, а при 30 °C само 1,77 литри.

Овој елемент е член на солоформирачките халогени серии од елементи и се екстрахира од хлориди преку оксидација, а често и преку електролиза. Како хлориден јон, Cl, тој е најзастапената честица во океанската вода.

Во природата, хлорот е најден главно како хлориден јон, состојка на солта што е складирана во почвата или, пак, растворена во океаните; околу 1,9% од масата на морска вода е хлоридни јони. Многу поголеми концентрации на хлоридни јони се најдени во Мртвото Море и во подземните соленоводни депозити. Повеќето хлоридни соли се растворливи во вода, и, како резултат на ова, минералите кои содржат хлориди најчесто можат да се најдат при сува клима или длабоко под земјата. Најпознати хлоридни минерали се халит (натриум хлорид), силвит (калиум хлорид) и карналит (калиум магнезиум хлорид хексахидрат).

Индустриски, елементарниот хлор е произведуван со електролиза на натриум хлорид растворен во вода. Заедно со хлорот, овој хлороалкална постапка дава водороден гас и натриум хидроксид според следната хемиска равенка:

2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

Соединенија

[уреди | уреди извор]
Адиција на хлор на етин.

Соединенија во кои дел е хлорот се:

Исто така, познати се и следните хлорни соединенија:

Употреба на хлорот

[уреди | уреди извор]

Хлорот е важна хемикалија за некои процеси на пречистување на водата, дезинфекција и во белењето.

Во форма на HCl, тој се користи за уништување на бактериите и други микроби од водата за пиење и базените. Како и да е, во повеќето некомерцијални базени хлорот не се користи, туку мешавина на натриум хипохлорид. Хлорот се употребува и во производството на хартија, потоа како антисептик, растворувач, во боите итн.

Биолошка улога

[уреди | уреди извор]

Хлоридниот анјон е неопходна хранлива материја за метаболизмот. Хлорот е потребен за производство на солна киселина во желудникот и во функциите на клеточната пумпа.[5] Главниот извор на исхрана е кујнска сол или натриум хлорид. Премногу ниски или високи концентрации на хлорид во крвта се примери за електролитни нарушувања. Хипохлоремија (има премалку хлорид) ретко се јавува во отсуство на други абнормалности. Понекогаш се поврзува со хиповентилација.[6] Тоа може да биде поврзано со хронична дишевна ацидоза.[7] Хиперхлоремија (има премногу хлорид) обично не предизвикува симптоми. Кога се појавуваат симптоми, тие имаат тежнеење да личат на оние на хипернатремија (имаат премногу натриум). Намалувањето на хлоридот во крвта доведува до церебрална дехидрација; симптомите најчесто се предизвикани од брза рехидратација што резултира со мозочен оток. Хиперхлоремијата може да влијае на преносот на кислород.[8]

  1. Conventional Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  3. Chlorine, Gas Encyclopaedia, Air Liquide
  4. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
  5. „Blood (Serum) Chloride Level Test“. Архивирано од изворникот на 31 март 2009. Посетено на 23 февруари 2023.
  6. Lavie, CJ; Crocker, EF; Key, KJ; Ferguson, TG (октомври 1986). „Marked hypochloremic metabolic alkalosis with severe compensatory hypoventilation“. South. Med. J. 79 (10): 1296–99. doi:10.1097/00007611-198610000-00025. PMID 3764530.
  7. Levitin, H; Branscome, W; Epstein, FH (декември 1958). „The pathogenesis of hypochloremia in respiratory acidosis“. J. Clin. Invest. 37 (12): 1667–75. doi:10.1172/JCI103758. PMC 1062852. PMID 13611033.
  8. Cambier, C; Detry, B; Beerens, D; и др. (октомври 1998). „Effects of hyperchloremia on blood oxygen binding in healthy calves“. J. Appl. Physiol. 85 (4): 1267–72. doi:10.1152/jappl.1998.85.4.1267. PMID 9760315.