Chloor
vanuit Wikipedia, die vrye ensiklopedie.
|
|||||||||||||||||||||||||
| Algemeen | |||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Naam, Simbool, Getal | Chloor, Cl, 17 | ||||||||||||||||||||||||
| Chemiese reeks | halogene | ||||||||||||||||||||||||
| Groep, Periode, Blok | 17 (VIIA), 3 , p | ||||||||||||||||||||||||
| Digtheid, Hardheid | 3.214 kg/m3 , NVT | ||||||||||||||||||||||||
| Voorkoms | gelerig groen |
||||||||||||||||||||||||
| Atoomeienskappe | |||||||||||||||||||||||||
| Atoomgewig | 35.453 ame | ||||||||||||||||||||||||
| Atoomradius (ber.) | 100 (79) pm | ||||||||||||||||||||||||
| Kovalente radius | 99 pm | ||||||||||||||||||||||||
| van-der-Waalsradius | 175 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Elektronkonfigurasie | [Ne]3s2 3p5 | ||||||||||||||||||||||||
| e− e per energievlak | 2, 8, 7 | ||||||||||||||||||||||||
| Oksidasietoestande (Oksied) | ±1,3,5,7 (sterk suur) | ||||||||||||||||||||||||
| Kristalstruktuur | ortorombies | ||||||||||||||||||||||||
| Fisiese eienskappe | |||||||||||||||||||||||||
| Toestand van materie | gas (nie-magneties) | ||||||||||||||||||||||||
| Smeltpunt | 171.6 K (-101.55 °C) | ||||||||||||||||||||||||
| Kookpunt | 239.11 K (-34.04 °C) | ||||||||||||||||||||||||
| Verdampingswarmte | 10.2 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Smeltingswarmte | 3.203 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Dampdruk | 1300 Pa | ||||||||||||||||||||||||
| Spoed van klank | Geen Data | ||||||||||||||||||||||||
| Algemeen | |||||||||||||||||||||||||
| Elektronegatiwiteit | 3.16 (Pauling skaal) | ||||||||||||||||||||||||
| Spesifieke warmtekapasiteit | 480 J/(kg*K) | ||||||||||||||||||||||||
| Elektriese geleidingsvermoë | geen data | ||||||||||||||||||||||||
| Termiese geleidingsvermoë | 0.0089 W/(m*K) | ||||||||||||||||||||||||
| 1ste ionisasiepotentiaal | 1251.2 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 2de ionisasiepotentiaal | 2298 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 3de ionisasiepotentiaal | 3822 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 4de ionisasiepotentiaal | 5158.6 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 5de ionisasiepotentiaal | 6542 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 6de ionisasiepotensiaal | 9362 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 7de ionisasiepotensiaal | 11018 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 8ste ionisasiepotensiaal | 33604 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 9de ionisasiepotensiaal | 38600 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 10de ionisasiepotensiaal | 43961 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Mees stabiele isotope | |||||||||||||||||||||||||
|
|||||||||||||||||||||||||
| SI eenhede & STD word gebruik tensy anders vermeld. | |||||||||||||||||||||||||
Chloor (vanuit die Grieks Chloros, wat "bleekgroen" beteken), is die chemiese element in die periodieke tabel met die atoomgetal 17 en simbool Cl. Dit is 'n halogeen en word in groep 17 gevind. Chloorgas is 'n groenerige geel gas en is twee keer swaarder as lug, dit het 'n intense onwelkriekende verstikkende reuk en is uiters giftig. Dit is 'n kragtige oksideer-, bleik- en ontsmettingsmiddel. In verbinding met tafelsout en baie ander stowwe, is dit oral in oorvloed in die natuur te vinde en is 'n lewensnoodsaaklike element.
Inhoud |
[wysig] Kenmerkende eienskappe
Die suiwer chemiese element het die fisiese vorm van 'n diatomiese groen gas. Die naam chloor is afgelei vanuit die Griekse woord chloros wat groen beteken en verwys juis na die gas se kleur.
Die element is 'n lid van die soutvormende halogeenreeks en word verkry vanuit die chloriedsoute deur middel van oksidasie en meer algemeen met behulp van elektrolise. Chloor is 'n groenerige geel gas wat geredelik verbindings met byna al die ander elemente vorm. Teen 10 °C sal een liter water 3.10 liter chloor oplos maar teen 30 °C sal slegs 1.77 liters in water oplos.
[wysig] Aanwendings
Chloor is 'n belangrike chemikalie in watersuiwering, in ontsmettingsmiddels asook bleikmiddels en kom ook voor in mosterdgas.
Chloor word ook gebruik in die vervaardiging van baie alledaagse artikels.
- Word (in the vorm van hypochlorigsuur) gebruik om bakterieë en ander mikrobe in drinkwater en swembaddens dood te maak.
- Word algemeen gebruik tydens die vervaardiging van papier, ontsmettingsmiddels, kleurstowwe, voedsel, insekdoders, verwe, petroleumprodukte, plastieke, medisynes, tekstiel, oplosmiddels en vele ander verbruikersgoedere.
Organiese chemie maak op groot skaal van hierdie element gebruik as 'n oksideermiddel en in substitusie-reaksies omdat chloor dikwels baie verlangde eienskappe aan 'n organiese verbinding verleen wanneer dit 'n waterstof atoom in die verbinding vervang (soos in sintetiese rubber vervaardiging).
Ander gebruike is die vervaardiging van chlorate, chloroform, koolstoftetrachloried en broomekstraksie.
[wysig] Geskiedenis
Chloor is in 1774 deur Carl Wilhelm Scheele ontdek, wat verkeerdelik gedink het dit bevat suurstof. Chloor is in 1810 deur Humphry Davy benoem, wat daarop aangedring het dat die stof inderwaarheid 'n element is.
[wysig] Verspreiding
In die natuur word chloor slegs in die vorm van die chloriedioon teëgekom. Chloriede maak baie van die soute uit wat in die Aarde se oseane opgelos is— 1.9% van die massa van seewater is chloriedione. Selfs hoër konsentrasies chloriede kan in die Dooie See en in ondergrondse brakwaterbronne gevind word. Die meeste chloriede is oplosbaar in water, dus word chloriede in vastestofvorm slegs in oorvloed in droë klimate gevind of dan diep ondergronds. Algemene chloriedminerale sluit haliet (natriumchloried), silwiet (kaliumchloried), en karnaliet (kaliummagnesiemchloriedheksahidraat) in.
In die nywerheid word elementêre chloor gewoonlik deur die elektrolise van natriumchloried wat in water opgelos is vervaardig. Saam met chloor, lewer hierdie chloralkaliproses, waterstofgas en natriumhidroksied volgens onderstaande chemiese vergelyking
[wysig] Verbindings
Verbindings van chloor sluit chloriede, chloriete, chlorate, perchlorate, chloramiene in.
[wysig] Isotope
Daar bestaan twee stabiele isotope van chloor, met massa's 35 en 37 respektiewelik en word in 'n 3:1 relatiewe verhouding aangetref, wat aan chloor atome 'n skynbare atoommassa van 35,5 gee. Chloor het altesaam 9 isotope met massagetalle wat wissel vanaf 32 tot 40. Slegs drie van hierdie isotope kom natuurlik voor: die stabiele Cl-35 (75,77%) en Cl-37 (24,23%) en dan die radio-aktiewe Cl-36. Die verhouding van Cl-36 tot stabiele Cl in die omgewing is ongeveer 700 E-15:1. Cl-36 ontstaan deur splytsing van Ar-36 in die atmosfeer as gevolg van neutronvangs deur Cl-35 of muonvangs deur Ca-40. Cl-36 ontbind na S-36 en Ar-36 met 'n gekombineerde halfleeftyd van 308 000 jaar. Die halfleeftyd van die hidrofiliese onreaktiewe isotope maak dit geskik vir die doeleindes van geologiese datering in die omtrek van 60 000 tot 1 miljoen jaar. Groot hoeveelhede Cl-36 het ontstaan tydens die atmosferiese kernwapenontploffings tussen 1952 en 1958. Die residensietyd van Cl-36 in die atmosfeer is ongeveer 1 week. Dus vir die doeleindes van nasporing van veranderinge in grond en grondwater is Cl-36 ook 'n nuttige tydmerker om water se oorsprong van 50 jaar tot die hede vas te stel. Cl-36 is ook al in geologiese studies gebruik om ys en sedimente te dateer.
[wysig] Voorsorgmaatreëls
Chloor veroorsaak irritasie in die asemhalingstelsels van veral kinders en oumense. In sy gasvorm irriteer dit die neusmembrane en in vloeistofvorm brand dit die vel. Dit neem so min as 3,5 dpm om die reuk van chloor te onderskei maar dit verg meer as 1000 dpm vir 'n noodlottige dosis. Dis om hierdie rede dat chloor tydens die Eerste Wêreldoorlog gebruik is vir chemiese oorlogvoering.
Blootstelling aan hierdie gas behoort nie 0,5 dpm (8-uur geweegde gemiddelde – 40 uur week) te oorskry nie.
Akute blootstelling aan hoë (dog nie-noodlottige) konsentrasies chloor kan pulmonêre oedema, of dan vloeistof in die longe ('n uiters onaangename toestand), veroorsaak. Kroniese lae-vlakblootstelling verswak die longe wat die vatbaarheid tot ander longsiektes verhoog.
Toksiese dampe kan vrygestel word wanneer bleikmiddels met uriene, ammoniak en ander skoonmaakmiddels gemeng word. Hierdie dampe bestaan uit 'n mengsel van chloorgas en stikstoftrichloried; en vermenging van hierdie stowwe moet vermy word.
Sien ook: Chlorofluorokoolstof
[wysig] Vervaardiging
Chloor kan deur die elektrolise van 'n natriumchloriedoplossing vervaardig word. Daar bestaan drie industriële metodes vir die onttrekking van chloor deur middel van elektrolise:
[wysig] Kwiksel-elektrolise
Kwiksel-elektrolise is die eerste metode wat gebruik is om chloor op industriële skaal te vervaardig. Titaananodes word bo 'n vloeibare kwikanode gemonteer en 'n oplossing van natriumchloried word dan tussen die elektrodes ingepomp. Wanneer 'n elektriese stroom tussen die elektrodes begin vloei, word chloor by die titaan-anodes vrygestel, terwyl die natrium in die kwik-katode oplos om 'n amalgaam te vorm.
Die amalgaam kan hergenereer word deur die kwik met water te laat reageer wat dan waterstof en natriumhidroksied vrystel. Albei is baie nuttige byprodukte.
Die metode vereis groot hoeveelhede energie en daar is ook ernstige bedenkinge oor kwik in uitvloeisels.
[wysig] Diafragmaselelektrolise
'n Asbesdiafragma word op 'n roosterkatode van yster neergeslaan wat voorkom dat chloor wat by die anode vorm en die natriumhidroksied wat by die katode vorm, weer meng.
Hierdie metode gebruik minder energie maar die natriumhidroksied word nie so maklik gekonsentreer en neergeslaan as 'n bruikbare produk nie.
[wysig] Membraanselelektrolise
Die elektrolitiese sel word in twee verdeel deur 'n membraan wat as 'n ioonuitruiler optree. 'n Versadigde natriumchloried oplossing word in die anode kompartement geplaas terwyl die katode kompartement gedistilleerde water bevat.
Die metode is byna net so effektief soos die diafragmasel maar produseer suiwer natriumhidroksied.
