KLOR: ZGODOVINA, LASTNOSTI, STRUKTURA, TVEGANJA, UPORABE - KEMIJA - 2026

Klor je kemijski element, ki je predstavljen s simbolom Cl. Druga izmed halogenov, ki se nahajajo pod fluorom, in je tretji najbolj elektro element vsega. Ime izvira iz rumeno-zelene barve, ki je intenzivnejša od fluorida.

Priljubljeno je, da ko nekdo sliši vaše ime, najprej pomislijo na izdelke za beljenje oblačil in vode v bazenih. Čeprav klor v takih primerih deluje učinkovito, ne beli in razkužuje delovanje njegov plin, temveč njegove spojine (zlasti hipoklorit).

Okrogla bučka z plinastim klorom v notranjosti. Vir: Larenmclane

Zgornja slika prikazuje okroglo bučko s klorovim plinom. Njegova gostota je večja kot gostota zraka, kar pojasnjuje, zakaj ostane v bučki in ne uhaja v ozračje; kot se zgodi z drugimi lažjimi plini, recimo helijem ali dušikom. V tem stanju je izjemno strupena snov, saj v pljučih proizvaja klorovodikovo kislino.

Zato elementarni ali plinasti klor nima veliko uporabe, razen v nekaterih sintezah. Vendar njegove spojine, bodisi soli ali klorirane organske molekule, pokrivajo dober repertoar uporabe, ki presegajo bazene in izjemno bela oblačila.

Prav tako se njeni atomi v obliki kloridnih anionov nahajajo znotraj naših teles, ki uravnavajo raven natrija, kalcija in kalija ter v želodčnem soku. V nasprotnem primeru bi bilo zaužitje natrijevega klorida še bolj smrtonosno.

Klor nastaja z elektrolizo slanice, bogate z natrijevim kloridom, industrijskim postopkom, v katerem dobimo tudi natrijev hidroksid in vodik. In ker so morja skoraj neizčrpen vir te soli, so potencialne rezerve tega elementa v hidrosferi zelo velike.

Zgodovina

Prvi pristopi

Zaradi visoke reaktivnosti plina klora starodavne civilizacije niso nikoli sumile na njegov obstoj. Vendar so njegove spojine že od antičnih časov del kulture človeštva; njegova zgodovina se je začela povezati s navadno soljo.

Po drugi strani je klor nastal zaradi vulkanskih izbruhov in ko je nekdo raztopil zlato v aqua regia; Toda noben od teh prvih pristopov ni bil dovolj niti za oblikovanje ideje, da je rumenkasto-zeleni plin element ali spojina.

Odkritje

Odkritje klora je pripisano švedskemu kemiku Carlu Wilhelmu Scheeleju, ki je leta 1774 izvedel reakcijo med mineralnim piroluzitom in klorovodikovo kislino (takrat imenovano muriatna kislina).

Scheele je zaslužen, ker je bil prvi znanstvenik, ki je preučeval lastnosti klora; čeprav ga je že prej (1630) priznal Jan Baptist van Helmont.

Poizkusi, s katerimi je Scheele dobil svoja opažanja, so zanimivi: ocenil je belilno delovanje klora na rdečkastih in modrikavih cvetnih listih cvetov, pa tudi na listih rastlin in žuželk, ki so takoj umrle.

Prav tako je poročal o visoki reaktivni stopnji kovin, o njenem zadušljivem vonju in o nezaželenem učinku na pljuča ter da se je kislost, ko jo raztopimo v vodi, povečala.

Oksimuratna kislina

Kemiki so do takrat veljali za kislino do katere koli spojine, ki je imela kisik; zato so zmotno mislili, da mora biti klor plinasti oksid. Tako so ga poimenovali 'oksimuriatna kislina' (oksid muriatne kisline), ime, ki ga je skoval znani francoski kemik Antoine Lavoisier.

Nato sta leta 1809 Joseph Louis Gay-Lussac in Louis Jacques Thénard poskušala zmanjšati to kislino z ogljem; reakcijo, s katero so iz svojih oksidov pridobivali kovine. Na ta način so želeli izvleči kemični element domnevne oksimuratne kisline (ki so ji rekli "zrak z odmrzovanjem muriatske kisline".

Vendar Gay-Lussac in Thénard v svojih poskusih nista uspela; vendar so bili pravilni pri preučevanju možnosti, da mora biti rumenkasto-zeleni plin kemični element in ne spojina.

Prepoznavanje kot element

Priznavanje klora kot kemičnega elementa je bilo zahvaljujoč siru Humphryju Davyju, ki je leta 1810 izvedel lastne poskuse z ogljikovimi elektrodami in ugotovil, da tak oksid muriatne kisline ne obstaja.

Poleg tega je Davy iz grške besede 'chloros', kar pomeni rumenkasto zelena, skoval ime 'klor' za ta element.

Ko so preučevali kemijske lastnosti klora, so za mnoge njegove spojine v naravi ugotovili, da so fiziološke; zato so ga poimenovali kot "halogen", kar pomeni nekdanji sol. Nato smo z drugimi elementi iste skupine (F, Br in I) uporabili izraz halogen.

Michael Faraday je celo uspel utekočiniti klor v trdno snov, ki je zaradi onesnaženja z vodo tvorila hidrat Cl ₂ · H ₂ O.

Preostali del zgodovine klora je povezan z njegovimi razkuževalnimi in belilnimi lastnostmi, do razvoja industrijskega procesa elektrolize slanice, da nastanejo velike količine klora.

Fizikalne in kemijske lastnosti

Fizični videz

Je gost, neprozoren rumenkasto-zeleni plin z dražilnim akrednim vonjem (super ojačana različica komercialnega klora) in je zelo strupen.

Atomska številka (Z)

17

Atomska teža

35,45 u.

Če ni drugače navedeno, preostale lastnosti ustrezajo količinam, izmerjenim za molekularni klor, Cl ₂ .

Vrelišče

-34,04 ° C

Tališče

-101,5 ºC

Gostota

-V normalnih pogojih, 3,2 g / L

-Samo pri vrelišču 1,5624 g / ml

Upoštevajte, da je tekoči klor približno petkrat gost kot njegov plin. Tudi gostota njegovih hlapov je 2,49-krat večja od gostote zraka. Zato na prvi sliki klor ne teče iz okrogle bučke, saj je na dnu gostejši od zraka. Zaradi te lastnosti je plin še nevarnejši.

Vročina fuzije

6,406 kJ / mol

Toplota izparevanja

20,41 kJ / mol

Molarna toplotna zmogljivost

33,95 J / (mol K)

Topnost v vodi

1,46 g / 100 ml pri 0 ° C

Parni tlak

7,67 atm pri 25 ° C. Ta tlak je v primerjavi z drugimi plini razmeroma nizek.

Elektronegativnost

3.16 po Paulingovi lestvici.

Ionizacijske energije

-Prvič: 1251,2 kJ / mol

-Sekunda: 2298 kJ / mol

-Tretje: 3822 kJ / mol

Toplotna prevodnost

8,9 10 ^-3 W / (m K)

Izotopi

Klor se v naravi pojavlja predvsem kot dva izotopa: ³⁵ Cl, z obiljem 76%, in ³⁷ Cl, z obiljem 24%. Tako je atomska teža (35,45 u) povprečje atomske mase teh dveh izotopov z ustreznimi odstotki obilja.

Vsi radioizotopi s klorom so umetni, med katerimi ³⁶ Cl izstopa kot najbolj stabilen, z razpolovno dobo 300.000 let.

Oksidacijske številke

Klor ima lahko različne oksidacijske številke ali stanja, kadar je del spojine. Ker je eden najbolj elektronegativnih atomov v periodični tabeli, ima običajno negativna oksidacijska števila; razen če naleti na kisik ali fluor, v čigar oksidi in fluoridi morajo "izgubiti" elektrone.

V njihovih oksidacijskih številkah se domneva obstoj ali prisotnost ionov z enako velikostjo naboja. Tako imamo: -1 (Cl ^- , znameniti kloridni anion), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl ⁵⁺ ), +6 (Cl ⁶⁺ ) in +7 (Cl ⁷⁺ ). Od vseh so -1, +1, +3, +5 in +7 najpogostejše v kloriranih spojinah.

Na primer, v CFL in CFL ₃ so oksidacijske številke za klor +1 (CI ⁺ F ^- ) in +3 (Ci ³⁺ F ₃ ^- ). V Cl ₂ O, to je 1 (C ₂ ⁺ O ^2- ); medtem ko sta v ClO ₂ , Cl ₂ O ₃ in Cl ₂ O ₇ +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2- ), +3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) in +7 (Cl ₂ ⁷⁺ Ali ₇ ^2- ).

Na drugi strani ima klor oksidacijsko število -1; kot v primeru NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), kjer velja, da glede na ionsko naravo te soli velja, da Cl ^- obstaja .

Struktura in elektronska konfiguracija

Molekul klora

Diatomska molekula klora, predstavljena s prostorskim modelom polnjenja. Vir: Benjah-bmm27 prek Wikipedije.

Atomi klora v njihovem osnovnem stanju imajo naslednjo elektronsko konfiguracijo:

3s ² 3p ⁵

Zato ima vsak od njih sedem valenčnih elektronov. Če ne bodo preobremenjeni z energijo, bodo v vesolju obstajali posamezni atomi Cl, kot bi bili zeleni marmorji. Vendar je njihova naravna težnja, da med njimi tvorijo kovalentne vezi in tako dopolnijo svoje valentne oktete.

Upoštevajte, da potrebujejo samo en elektron, da imajo osem valenčnih elektronov, zato tvorijo eno samo preprosto vez; to je tisti, ki združuje dva atoma Cl za ustvarjanje Cl ₂ molekulo (zgornja slika), Ci-Cl. Zato je klor v normalnih in / ali kopenskih pogojih molekulski plin; ne monatomsko, kot pri plemenitih plinih.

Medmolekularne interakcije

Molekula Cl ₂ je homonuklearna in apolarna, zato njene medmolekulske interakcije upravljajo londonske razpršene sile in njene molekularne mase. V plinski fazi razdalja Cl ₂ -Cl ₂ je relativno kratka v primerjavi z drugimi plini, ki se doda na svojo maso, zaradi česar je plin trikrat gostejši kot od zraka.

Svetloba lahko vzbuja in spodbuja elektronske prehode znotraj molekulskih orbitov Cl ₂ ; posledično se pojavi njegova značilna rumenkasto-zelena barva. Ta barva se v tekočem stanju intenzivira, nato pa delno izgine, ko se strdi.

Ker temperatura pade (-34 ° C), CL ₂ molekule izgubijo kinetično energijo in Cl ₂ -Cl ₂ razdaljo zmanjšuje; zato se ta združi in na koncu definira tekoči klor. Enako se zgodi, ko se sistem dodatno ohladi (-101 ºC), zdaj pa se molekule Cl ₂ tako zbližijo, da določajo ortorombični kristal.

Dejstvo, da obstajajo klorovi kristali, kaže na to, da so njihove disperzivne sile dovolj usmerjene, da ustvarijo strukturni vzorec; torej molekularne plasti Cl ₂ . Ločitev teh plasti je taka, da njihova struktura ni spremenjena niti pod tlakom 64 GPa, niti ne kažejo električne prevodnosti.

Kje najti in pridobiti

Kloridne soli

Trdni kristali halita, bolj znani kot običajna ali namizna sol. Vir: Starš Géry

Klora v plinastem stanju ni mogoče najti nikjer na Zemljinem površju, saj je zelo reaktiven in nagiba kloride. Ti kloridi se dobro razpršijo po celotni zemeljski skorji in poleg tega po milijonih let, ko jih deževe sperejo, obogatijo morja in oceane.

Od vseh kloridov je najpogostejši in najbogatejši NaCl mineralnega halita (zgornja slika); sledijo minerali silvin, KCl in karnalit, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Ko množice vode izzvenijo z delovanjem Sonca, puščajo za seboj puščavska slana jezera, iz katerih lahko NaCl neposredno pridobivamo kot surovino za proizvodnjo klora.

Elektroliza slanice

NaCl se raztopi v vodi, da nastane slanica (26%), ki je znotraj klor-alkalne celice podvržena elektrolizi. V oddelkih za anodo in katodo potekata dve polovični reakciji:

2Cl ^- (aq) => Cl ₂ (g) + 2e ^- (Anoda)

2H ₂ O (l) + 2e ^- => 2OH ^- (aq) + H ₂ (g), (Katoda)

In globalna enačba za obe reakciji je:

2NaCl (aq) + 2H ₂ O (l) => 2NaOH (aq) + H ₂ (g) + Cl ₂ (g)

Medtem ko reakcija poteka, se ioni Na ^{+, ki} nastanejo na anodi, migrirajo v katodni del skozi prepustno azbestno membrano. Zaradi tega je NaOH na desni strani globalne enačbe. Obe plini, Cl ₂ in H ₂ , zberemo iz anode in katode oz.

Spodnja slika prikazuje, kaj je bilo pravkar napisano:

Diagram za proizvodnjo klora z elektrolizo slanice. Vir: Jkwchui

Upoštevajte, da se koncentracija slanice do konca zmanjša za 2% (prehod 24 do 26%), kar pomeni, da je del anionov Cl ^- originalnih molekul postal Cl ₂ . Na koncu je industrializacija tega procesa zagotovila metodo za proizvodnjo klora, vodika in natrijevega hidroksida.

Kislinsko raztapljanje pirolusita

Kot je omenjeno v poglavju o zgodovini, lahko klorov plin proizvedemo z raztapljanjem pirolusitnih mineralnih vzorcev s klorovodikovo kislino. Naslednja kemijska enačba prikazuje produkte reakcije:

MnO ₂ (i) + 4HCl (aq) => MnCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l) + Cl ₂ (g)

Zlitine

Zlitine klora ne obstajajo iz dveh preprostih razlogov: njihovih plinastih molekul ni mogoče ujeti med kovinskimi kristali in so tudi zelo reaktivne, zato bi takoj reagirale s kovinami, da bi ustvarile ustrezne kloride.

Po drugi strani pa tudi kloridi niso zaželeni, saj enkrat raztopljeni v vodi delujejo slano, kar spodbuja korozijo v zlitinah; zato se kovine raztopijo in tvorijo kovinske kloride. Postopek korozije za vsako zlitino je različen; nekateri so bolj dovzetni kot drugi.

Klor torej sploh ni dober dodatek za zlitine; niti kot Cl ₂ niti kot Cl ^- (CL atomi bi preveč reaktivne sploh obstajajo).

Tveganja

Čeprav je topnost klora v vodi majhna, je dovolj, da v vlagi kože in oči proizvedemo klorovodikovo kislino, kar na koncu korodira tkiva, kar povzroči resno draženje in celo izgubo vida.

Še slabše je dihanje njegovih rumenkasto zelenkastih hlapov, saj enkrat v pljučih ponovno ustvari kisline in poškoduje pljučno tkivo. S tem oseba doživi vneto grlo, kašelj in težave z dihanjem zaradi tekočin, ki se tvorijo v pljučih.

Če pride do uhajanja klora, ste v posebno nevarnem položaju: zrak ne more preprosto izprazniti hlapov; tam ostanejo, dokler se počasi ne odzovejo ali razpršijo.

Poleg tega gre za močno oksidacijsko spojino, zato lahko različne snovi ob najmanjšem stiku z njo eksplozivno reagirajo; tako kot jeklena volna in aluminij. Zato je treba tam, kjer je klor shranjen, upoštevati vsa potrebna vprašanja, da se izognemo nevarnosti požara.

Ironično je, da je kloridni anion smrtonosen, a klor plin ni strupen; Lahko ga uživamo (zmerno), ne gori, niti ne reagira, razen s fluorom in drugimi reagenti.

Prijave

Sinteza

Približno 81% proizvedenega klorovega plina letno porabimo za sintezo organskih in anorganskih kloridov. Odvisno od stopnje kovalencije teh spojin lahko klor najdemo kot preproste atome Cl v kloriranih organskih molekulah (s C-Cl vezmi) ali kot Cl ^- ione v nekaj kloridnih solih (NaCl, CaCl ₂ , MgCl ₂ , itd.).

Vsaka od teh spojin ima svoje aplikacije. Na primer, kloroform (CHCl ₃ ) in etil klorida (CH ₃ CH ₂ Cl) so topila, ki so prišli, ki se uporablja kot inhalacijskih anestetikov; diklorometan (CH ₂ Cl ₂ ) in ogljikov tetraklorid (CCI ₄ ), po drugi strani, so topila široko uporabljajo v organski kemiji laboratorijih.

Kadar so te klorirane spojine tekoče, se večino časa uporabljajo kot topila za organske reakcijske medije.

V drugih spojinah prisotnost klorovih atomov predstavlja povečanje dipolnega trenutka, tako da lahko v večji meri vplivajo na polarno matrico; enega sestavljajo beljakovine, aminokisline, nukleinske kisline itd., biomolekule. Tako ima klor tudi vlogo pri sintezi zdravil, pesticidov, insekticidov, fungicidov itd.

Kar zadeva anorganske kloride, jih običajno uporabljamo kot katalizatorje, surovine za pridobivanje kovin z elektrolizo ali vire Cl ^- ionov .

Biološki

Plinasti ali elementarni klor v živih bitjih nima drugega kot uničevanje njihovih tkiv. Vendar to ne pomeni, da njegovih atomov ni mogoče najti v telesu. Na primer, Cl ^- ioni so zelo obilni v celičnem in zunajceličnem okolju in večinoma pomagajo pri nadzoru ravni Na ⁺ in Ca2 ⁺ ionov .

Prav tako je klorovodikova kislina del želodčnega soka, s katerim se hrana prebavi v želodcu; njihovi Cl ^- ionov v družbi H ₃ O ⁺ , opredeliti pH približno 1 teh izločkov.

Kemično orožje

Zaradi gostote plina klora gre za smrtonosno snov, če se razlije ali vlije v zaprte ali odprte prostore. Ker je tok gostejši od zraka, klor ne nosi zlahka, zato ostane precej časa, preden se končno razprši.

V prvi svetovni vojni se je na primer ta klor uporabljal na bojiščih. Ko se sprosti, bi se prikradel v rove, da bi zadušil vojake in jih prisilil na površje.

Razkužilo

Bazeni so klorirani, da se prepreči razmnoževanje in širjenje mikroorganizmov. Vir: Pixabay.

Klorirane raztopine, tiste, kjer je klorov plin raztopljen v vodi in nato alkalni s pufrom, imajo odlične razkuževalne lastnosti, pa tudi zavirajo gnilobo tkiva. Uporabljali so jih za razkuževanje odprtih ran za odstranjevanje patogenih bakterij.

Voda v bazenu je natančno klorirana, da izloči bakterije, mikrobe in parazite, ki se lahko naselijo v njej. V ta namen se je uporabljal plin klor, vendar je njegovo delovanje precej agresivno. Namesto tega uporabimo tablete natrijevega hipoklorit (belilo) ali trikloroizocianurne kisline (TCA).

Zgoraj navedeno kaže, da razkuževalni učinek ni Cl ₂ , ampak HClO, hipokloritna kislina, ki proizvaja O radikale, ki uničujejo mikroorganizme.

Bleach

Klor je zelo podoben dezinfekcijskemu delovanju, saj beli materiale, ker barvila, ki so odgovorna za barve, razgradijo HClO. Tako so njegove klorirane raztopine idealne za odstranjevanje madežev z belih oblačil ali za beljenje papirne kaše.

Polivinilklorid

Najpomembnejša klorova spojina od vseh, ki predstavlja približno 19% preostale proizvodnje klorovega plina, je polivinilklorid (PVC). Ta plastika ima več možnosti uporabe. Z njim so izdelane vodovodne cevi, okenski okvirji, stenske in talne obloge, električno ožičenje, IV vrečke, plašči itd.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija. (Četrta izdaja). Mc Graw Hill.
2. Wikipedija. (2019). Klor. Pridobljeno: en.wikipedia.org
3. Laura H. in sod. (2018). Struktura trdnega klora pri 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Kristalni materiali, letnik 234, številka 4, strani 277–280, ISSN (na spletu) 2196-7105, ISSN (tisk) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Nacionalni center za informacije o biotehnologiji. (2019). Klor. Baza podatkov PubChem. CID = 24526. Pridobljeno: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (sf). Klor. Pridobljeno iz: nautilus.fis.uc.pt
6. Ameriški svet za kemijo. (2019). Klorova kemija: uvod v klor. Pridobljeno iz: klor.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Korozivni učinki kloridov na kovine. Oddelek za pomorski inženiring, Kitajska republika NTOU (Tajvan).
8. Zvezni državi New York. (2019). Dejstva o kloru. Pridobljeno: zdravje.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Dejstva o elementu klora. Kemikool. Pridobljeno: chemicool.com