ХЛОР: ИСТОРИЈА, СВОЈСТВА, СТРУКТУРА, РИЗИЦИ, УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Хлор је хемијски елемент који је представљено симболом Цл. Други од халогена, који се налази испод флуора, и трећи највећи електронегативан елеменат од свих. Његово име потиче од жућкасте зелене боје која је интензивнија од флуорида.

Популарно, када неко чује ваше име, прво што помисле су производи за избјељивање одјеће и воде у базенима. Иако хлор делује ефикасно у таквим примерима, није његов гас, већ његова једињења (нарочито хипохлорит) која делују избељивањем и дезинфекцијом.

Округла тиквица са гасовитим хлором изнутра. Извор: Ларенмцлане

Горња слика приказује округла тиквица са гасом хлора. Густина му је већа од оне ваздуха, што објашњава зашто остаје у тиквици и не излази у атмосферу; као што се то догађа са другим лакшим гасовима, рецимо хелијумом или азотом. У овом је стању изузетно токсична супстанца, јер ствара хлороводоничну киселину у плућима.

Зато елементарни или гасовити хлор нема много употребе, осим у неким синтезама. Међутим, његова једињења, било да су соли или хлоровани органски молекули, покривају добар репертоар употребе, надилазећи базене и изузетно белу одећу.

Исто тако, њени атоми у облику анионима хлорида налазе се у нашим телима, регулишући ниво натријума, калцијума и калијума као и у стомачном соку. У супротном, унос натријум хлорида био би још смртоноснији.

Хлор се добија електролизом слане растворе, богате натријум-хлоридом, индустријским поступком у коме се такође добијају натријум хидроксид и водоник. А пошто су мора готово неисцрпан извор ове соли, потенцијалне резерве овог елемента у хидросфери су врло велике.

Историја

Први приступи

Због велике реактивности гаса хлора, древне цивилизације никада нису сумњале у његово постојање. Међутим, његова једињења била су део културе човечанства од давнина; његова историја почела је да се повезује са обичном соли.

Са друге стране, хлор је настао услед вулканских ерупција и када је неко растварао злато у акуа региа; Али ниједан од тих првих приступа није био ни довољан да формулише идеју да је жуто-зелени гас елемент или једињење.

Откриће

Откривање хлора приписује се шведском хемичару Царлу Вилхелму Сцхеелеу који је 1774. године извршио реакцију између минералног пиролузита и хлороводоничне киселине (тада зване муриатинска киселина).

Сцхееле је заслужан јер је био први научник који је проучавао својства хлора; иако га је претходно признао (1630.) Јан Баптист ван Хелмонт.

Експерименти са којима је Сцхееле добио своја запажања су занимљиви: оценио је деловање избељивања хлора на црвенкастим и плавкастим латицама цвећа, као и на лишћу биљке и инсеката који су одмах угинули.

Исто тако, известио је о својој високој реактивној брзини метала, о његовом гушљивом мирису и о непожељном дејству на плућа, и да му се киселост повећавала када се растворио у води.

Оксимуратна киселина

До тада, хемичари су сматрали киселину било којим једињењем које је имало кисеоник; па су погрешно сматрали да хлор мора бити гасовит оксид. Тако су је назвали „оксимуријанска киселина“ (оксид муријатске киселине), име које је сковао познати француски хемичар Антоине Лавоисиер.

Затим су 1809. Јосепх Лоуис Гаи-Луссац и Лоуис Јацкуес Тхенард покушали смањити ову киселину дрвеним угљеном; реакција којом су добијали метале из својих оксида. На овај начин, желели су да извуку хемијски елемент наводне оксимуратне киселине (коју су назвали „дерифестификованим ваздухом муријатске киселине“.

Међутим, Гаи-Луссац и Тхенард нису успели у својим експериментима; али били су тачни у разматрању могућности да речени жућкасто-зелени гас мора да буде хемијски елемент, а не једињење.

Препознавање као елемент

Препознавање хлора као хемијског елемента добило је захваљујући сиру Хумпхрију Давију, који је 1810. године извео властите експерименте са угљеничним електродама и закључио да такав оксид муриатне киселине не постоји.

Даље, Дави је сковао назив „хлор“ за овај елемент од грчке речи „цхлорос“, што значи жућкасто зелена.

Док су проучавали хемијска својства хлора, откривено је да су многа једињења у тој природи физиолошка; отуда су је назвали "халогеном", што значи некадашњи сол. Затим се термин халоген користио са осталим елементима исте групе (Ф, Бр и И).

Мицхаел Фарадаи чак успела да ликуефиинг хлор у облику чврсте материје које, због су контаминиране са водом, формира хидрат Цл ₂ · Х ₂ О.

Остатак историје хлора повезан је са његовим дезинфекционим и белилним својствима, све до развоја индустријског процеса електролизе раствора да би се произвеле огромне количине хлора.

Физичка и хемијска својства

Физичка присутност

То је густи, непрозирни жућкасто-зелени гас са иритантним акридним мирисом (супер појачана верзија комерцијалног хлора) и веома је отрован.

Атомски број (З)

17

Атомска маса

35.45 у.

Уколико није другачије назначено, остатак имовине одговара количинама мерене за молекуларну хлора, Цл ₂ .

Тачка кључања

-34,04 ° Ц

Тачка топљења

-101,5 ºЦ

Густина

-У нормалним условима, 3,2 г / Л

-Тако на тачки кључања, 1.5624 г / мЛ

Имајте на уму да је течни хлор приближно пет пута гушћи од гаса. Такође, густина његових пара је 2,49 пута већа од густине ваздуха. Зато на првој слици хлор не тече из округле тиквице, јер је гушћи од ваздуха и налази се на дну. Ова карактеристика га чини још опаснијим гасом.

Топлина фузије

6.406 кЈ / мол

Топлина испаравања

20,41 кЈ / мол

Моларни топлотни капацитет

33,95 Ј / (мол К)

Растворљивост у води

1,46 г / 100 мл на 0 ° Ц

Притисак паре

7,67 атм на 25 ° Ц. Овај притисак је релативно низак у поређењу с другим гасовима.

Електронегативност

3.16 на Паулинг-овој скали.

Енергије јонизације

-Прво: 1251,2 кЈ / мол

-Секунда: 2298 кЈ / мол

-Треће: 3822 кЈ / мол

Топлотна проводљивост

8,9 10 ^-3 В / (м К)

Изотопи

Хлор се у природи појављује пре свега као два изотопа: ³⁵ Цл, са обиљем од 76%, и ³⁷ Цл, са обиљем од 24%. Дакле, атомска тежина (35,45 у) је просек атомске масе ова два изотопа, са њиховим одговарајућим процентима обиља.

Сви радиоизотопи хлора су вештачки, међу којима се ³⁶ Цл истиче као најстабилнији, са полуживотом од 300 000 година.

Оксидациони бројеви

Хлор може имати различите оксидационе бројеве или стања када је део једињења. Будући да је један од највише електронегативних атома у периодној табели, обично има негативне оксидационе бројеве; осим када наиђе на кисеоник или флуор, у чијим оксидима, односно флуоридима, морају да "изгубе" електроне.

У њиховим бројевима оксидације претпоставља се постојање или присуство јона исте величине наелектрисања. Дакле, имамо: -1 (Цл ^- , познати анион хлорида), +1 (Цл ⁺ ), +2 (Цл ²⁺ ), +3 (Цл ³⁺ ), +4 (Цл ⁴⁺ ), +5 ( Цл5 ⁺ ), +6 (Цл6 ⁺ ) и +7 (Цл7 ⁺ ). Од свих њих, -1, +1, +3, +5 и +7 се најчешће налазе у хлорованим једињењима.

На пример, у ЦЛФ и ЦЛФ ₃ оксидациони бројеви за хлором су +1 (Цл ⁺ Ф ^- ) и +3 (Цл ³⁺ Ф ₃ ^- ). У Цл ₂ О, ово је +1 (Цл ₂ ⁺ О ² ); док у ЦЛО ₂ , Цл ₂ О ₃ и Цл ₂ О ₇ аре +4 (Цл ⁴⁺ О ₂ ^2- ), +3 (Цл ₂ ³⁺ О ₃ ^2- ) и +7 (Цл ₂ ⁷⁺ Или ₇ ^2- ).

С друге стране, хлориди имају оксидациони број -1; као у случају НаЦл (На ⁺ Цл ^- ), где је тачно рећи да Цл ^- постоји с обзиром на јонску природу ове соли.

Структура и електронска конфигурација

Молекул хлора

Дијатомски молекул хлора представљен просторним моделом пуњења. Извор: Бењах-бмм27 путем Википедије.

Атоми хлора у свом основном стању имају следећу електронску конфигурацију:

3с ² 3п ⁵

Дакле, сваки од њих има седам валентних електрона. Ако нису преоптерећени енергијом, у простору ће бити појединачни Ц-атоми, као да су зелени мермери. Међутим, њихова природна тенденција је да формира ковалентне везе између њих, чиме се завршавају њихове валентне октете.

Имајте на уму да им је потребан само један електрон да би имао осам валентних електрона, па формирају једну једноставну везу; ово је тај који спаја две Цл атома да створе Цл ₂ молекула (горњи имаге), ЦЛ-ЦЛ. Зато је хлор у нормалним и / или земаљским условима молекулски гас; не монатично, као код племенитих гасова.

Интермолекуларне интеракције

Цл ₂ молекула је хомонуцлеар и аполарном, тако његови Међумолекуларне интеракције подлежу Лондонским расипања снага и његова молекулска маса. У гасном стању, удаљеност Цл ₂ -Цл ₂ је релативно кратак у поређењу са другим гасовима, који додаје у своје масе, прави гас три пута гушћа од ваздуха.

Светлост може побуђивати и промовисати електронске транзиције унутар молекуларних орбитала Цл ₂ ; посљедично, појављује се карактеристична жућкасто-зелена боја. Ова боја се појачава у течном стању, а затим делимично нестаје када се очврсне.

Пошто температура падне (-34 ° Ц), ЦЛ ₂ молекули губе кинетичку енергију и Цл ₂ Цл ₂ удаљеност смањује; стога се ови споје и на крају дефинишу течни хлор. Исто се дешава када систем хлади још (-101 ° Ц), сада са Цл ₂ молекула тако близу заједно да дефинишу орторомбични кристал.

Чињеница да постоје кристали хлора указује да су њихове дисперзивне силе довољно усмерене да створе структурални образац; односно молекуларни слојева Цл ₂ . Одвајање ових слојева је такво да њихова структура није модификована ни под притиском од 64 ГПа, нити имају електричну проводљивост.

Где се могу наћи и набавити

Хлоридне соли

Чврсти кристали халита, познатији као обична или трпезаријска со. Извор: Родитељ Гери

Хлор у свом гасовитом стању не може се наћи нигде на земљиној површини, јер је врло реактиван и тежи да формира хлориде. Ови хлориди се добро дифузују по земљиној кори и, даље, након што их киша испире милионима година, обогаћују мора и океане.

Од свих хлорида, НаЦл минералног халита (горња слика) је најчешћи и најбогатији; затим минерали силвин, КЦл и карналит, МгЦл ₂ · КЦл · 6Х ₂ О. Када маса воде испарава дејством Сунца, они иза себе остављају пустињска слана језера из којих се НаЦл може директно извући као сировина за производњу хлора.

Електролиза раствора соли

НаЦл се раствара у води да би се створио слани раствор (26%) који је подвргнут електролизи у хлор-алкалној ћелији. У одељцима за аноду и катоду одвијају се две полу-реакције:

2цл ^- (ак) => Цл ₂ (г) + 2е ^- (Аноде)

2Х ₂ О (л) + 2е ^- => 2ОХ ^- (ак) + Х ₂ (г) (Катода)

А глобална једначина за обе реакције је:

2НаЦл (ак) + 2Х ₂ О (л) => 2НаОХ (ак) + Х ₂ (г) + Цл ₂ (г)

Како реакција пролази, На ⁺ јони формирани на аноди мигрирају у катодни део кроз пропусну азбестну мембрану. Из тог разлога НаОХ се налази на десној страни глобалне једначине. Оба гасови, Цл ₂ и Х ₂ , прикупљене су аноде и катоде, респективно.

Слика испод илустрира оно што је управо написано:

Дијаграм за производњу хлора електролизом сланог раствора. Извор: Јквцхуи

Имајте на уму да је концентрација соли до краја смањује за 2% (пасс 24 до 26%), што значи да део ањона Цл ^- оригинал молекули постали Цл ₂ . На крају, индустријализација овог процеса је обезбедила метод за производњу хлора, водоника и натријум хидроксида.

Кисело растварање пиролусита

Као што је поменуто у одељку за историју, гас хлора може се произвести растварањем узорака минерала пиролусита са хлороводоничном киселином. Следећа хемијска једначина приказује производе добијене реакцијом:

МнО ₂ (а) + 4ХЦл (ак) => МнЦ ₂ (ак) + 2Х ₂ О (л) + Цл ₂ (г)

Легуре

Легуре хлора не постоје из два једноставна разлога: њихови гасовити молекули не могу бити заробљени између металних кристала, а такође су и врло реактивни, тако да би одмах реаговали са металима да би добили своје хлориде.

Са друге стране, ни хлориди нису пожељни, пошто једном растворени у води делују физиолошким учинком који подстиче корозију у легурама; и према томе, метали се растварају и формирају металне хлориде. Процес корозије за сваку легуру је различит; неки су осјетљивији од других.

Хлор, према томе, уопште није добар додатак за легуре; ни као Цл _2. ни као Цл ^- (и Цл атоми би сувише реактиван да уопште постоје).

Ризици

Иако је растворљивост хлора у води мала, довољно је да створимо хлороводоничну киселину у влази наше коже и очију, што на крају кородира ткива узрокујући озбиљну иритацију и чак губитак вида.

Још горе је дисање жућкастих зеленкастих испарења, јер једном у плућима поново ствара киселине и оштећује плућно ткиво. Са тим, особа има грлобољу, кашаљ и отежано дисање због течности која се ствара у плућима.

Ако дође до цурења хлора, налазите се у посебно опасној ситуацији: ваздух не може једноставно да „прогута“ испарења; они остају ондје све док не реагирају или се распрше споро.

Поред овога, то је високо оксидирајуће једињење, па разне материје могу експлозивно реаговати с њим при малом контакту; баш као челична вуна и алуминијум. Зато се тамо где се складишти хлор морају узети у обзир сва потребна разматрања како би се избегли пожари.

Иронично је да, иако је гас хлора смртоносан, анион хлорида није токсичан; Може се конзумирати (умјерено), не сагоријева се, нити реагује, осим са флуором и другим реагенсима.

Апликације

Синтеза

Око 81% годишње произведеног хлора користи се за синтезу органских и неорганских хлорида. У зависности од степена Цоваленце ових једињења, хлор може наћи само као Цл атома у хлоринских органских молекула (са Ц-Цл обвезнице), или као Цл ^- јони у неколико хлоридних соли (НаЦл, ЦаЦх ₂ , МгЦл ₂ , итд.).

Свако од ових једињења има своје примене. На пример, хлороформ (ЦХЦ ₃ ) и етил хлорида (ЦХ ₃ ЦХ ₂ Цл) су растварачи који имају да се користи као инхалационих анестетика; дихлорометана (ЦХ ₂ Цл ₂ ) и угљеник тетрахлорид (ЦЦУ ₄ ), са своје стране, су растварачи широку примену у органским лабораторијама хемије.

Када су ова хлорована једињења течна, већину времена се користе као растварачи за органске реакционе медије.

У осталим једињењима, присуство атома хлора представља повећање диполног момента, тако да они могу у већој мери да делују са поларним матриксом; једну чине протеини, аминокиселине, нуклеинске киселине итд., биомолекуле. Дакле, хлор такође има улогу у синтези лекова, пестицида, инсектицида, фунгицида, итд.

Што се тиче неорганских хлорида, они се обично користе као катализатори, сировине за добијање метала електролизом или као извори Цл ^- јона .

Биолошки

Гасовити или елементарни хлор нема никакву улогу унутар живих бића осим уништавања њихових ткива. Међутим, то не значи да се његови атоми не могу наћи у телу. На пример, Цл ^- јони су веома обилни у ћелијском и ванћелијском окружењу, и углавном помажу у контролисању нивоа јона На ⁺ и Ца2 ⁺ .

Исто тако, хлороводонична киселина је део желудачног сока са којим се храна пробавља у стомаку; њихови Цл ^- јона , у друштву Х ₃ О ⁺ , дефинише пХ близак 1 оф тхесе секрета.

Хемијско оружје

Густина гаса хлора га чини смртоносном супстанцом када се излије или излије у затворене или отворене просторе. Будући да је гушћа од ваздуха, њена струја не носи лако хлор, тако да остаје дуго времена пре него што се коначно распрши.

На пример, у Првом светском рату овај хлор се користио на ратиштима. Након пуштања, ушуљао би се у ровове како би угушио војнике и присилио их на површину.

Дезинфицијенс

Базени су хлорирани да спрече размножавање и ширење микроорганизама. Извор: Пикабаи.

Хлоровани раствори, они у којима је гас хлора растворен у води, а затим је алкално направљен пуфером, имају одлична дезинфекциона својства, као и инхибирају труљење ткива. Користе се за дезинфекцију отворених рана како би се уклониле патогене бактерије.

Вода из базена је прецизно хлорирана како би се елиминирале бактерије, микроби и паразити који се могу у њој налазити. Гас хлора који се некада користио у ту сврху, међутим његово деловање је прилично агресивно. Уместо тога, користе се таблете натријумхипохлорита (избељивач) или трихлороизоцијанурне киселине (ТЦА) таблете.

Поменуте показује да то није Цл ₂ која испољава дезинфекцијско дејство већ и ХЦлО, хипохлорита киселину, која производи О радикале који уништавају микроорганизме.

Блеацх

Врло слично свом дезинфекцијском деловању, хлор такође избељује материјале јер ХЦлО разлаже боје које су одговорне за боје. Стога су хлоровани раствори идеални за уклањање мрља са беле одеће или за бељење папирне каше.

Поливинил хлорид

Најважније једињење хлора од свих, које чини око 19% преостале производње гаса хлора, је поливинилхлорид (ПВЦ). Ова пластика има вишеструку употребу. Помоћу њега се праве водоводне цеви, прозорски оквири, зидне и подне облоге, електрично ожичење, ИВ торбе, капути итд.

Референце

1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија . (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
2. Википедиа. (2019). Хлор. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. Лаура Х. и др. (2018). Структура чврстог хлора у 1,45 ГПаЗеитсцхрифт фур Кристаллограпхие. Кристални материјали, свезак 234, издање 4, странице 277–280, ИССН (Онлине) 2196-7105, ИССН (принт) 2194-4946, ДОИ: дои.орг/10.1515/зкри-2018-2145
4. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Хлор. ПубЦхем база података. ЦИД = 24526. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
5. Маркуес Мигуел. (сф) Хлор. Опоравак од: наутилус.фис.уц.пт
6. Амерички савет за хемију. (2019). Хемијска хлора: Увод у хлор. Опоравак од: хлор.америцанцхемистри.цом
7. Фонг-Иуан Ма (Нд). Корозивно дејство хлорида на метале. Одељење за бродски инжењеринг, НТОУ Кина (Тајван).
8. Нев Иорк Стате. (2019). Чињенице о хлору. Опоравак од: хеалтх.ни.гов
9. Др Доуг Стеварт. (2019). Чињенице елемената хлора. Цхемицоол. Опоравак од: цхемицоол.цом