Hlor

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije

Hlor
[Ne] 3s2 3p5 17 Cl Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj	Hlor, Cl, 17
Serija	Halogeni
Grupa, Perioda, Blok	17, 3, p
Izgled	žuto-zeleni gas
Zastupljenost	0,19 %
Atomske osobine
Atomska masa	35,453 u
Atomski radijus (izračunat)	100 (79) pm
Kovalentni radijus	99 pm
Van der Waalsov radijus	175 pm
Elektronska konfiguracija	[Ne] 3s2 3p5
Broj elektrona u energetskom nivou	2, 8, 7
1. energija ionizacije	1251,2 kJ/mol
2. energija ionizacije	2298 kJ/mol
3. energija ionizacije	3822 kJ/mol
4. energija ionizacije	5159 kJ/mol
5. energija ionizacije	6542 kJ/mol
6. energija ionizacije	9362 kJ/mol
7. energija ionizacije	11018 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje	gas
Mohsova skala tvrdoće	-
Struktura kristala	ortorombična
Gustoća	3214 kg/m3
Magnetizam	dijamagnetičan
Tačka topljenja	171,6 K (−101,5 °C)
Tačka ključanja	239,11 K (−34,04 °C)
Molarni volumen	22,1 · 10−3 m3/mol
Toplota isparavanja	10,2 kJ/mol
Toplota topljenja	3,203 kJ/mol
Pritisak pare	3,67 · 106 Pa
Brzina zvuka	206 m/s
Specifična toplota	480 J/(kg · K)
Toplotna provodljivost	0,0089 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacioni broj	±1, 3, 4, 5, 6, 7
Oksidi
Elektrodni potencijal	?
Elektronegativnost	3,16 (Pauling-skala)
Izotopi
Izotop RP t1/2 RA ER MeV PR 33Cl {sint.} 2,511 s ε 5,583 33S 34Cl {sint.} 1,5264 s ε 5,492 34S 35Cl 75,77 % Stabilan 36Cl {sint.} 301.000 god β- 0,709 36Ar ε 1,142 36S 37Cl 24,23 % Stabilan 38Cl {sint.} 37,24 min β- 4,917 38Ar 39Cl {sint.} 55,6 min β- 3,442 39Ar 40Cl {sint.} 1,35 min β- 7,480 40Ar 41Cl {sint.} 38,4 s β- 5,730 41Ar
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja
T Otrovno N Opasno za okoliš
Obavještenja o riziku i sigurnosti	R: 23-36/37/38-50
	S: (1/2-)9-45-61
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice. Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Hlor (Klor, Cl, latinski - chlorium, od grčke riječi chloros koja znači "zelenožuti") je nemetal sa atomskim brojem 17, pripada VIIA grupi. Stabilni izotopi su mu: ³⁵Cl i ³⁷Cl. Hlor je žuto zelen gas oko 2,5 puta teži od vazduha, neprijatnog, zagušljivog mirisa, veoma otrovan. Hlor je sredstvo za izbjeljivanje i dezinfekciju. Sastojak je mnogih soli i drugih jedinjenja. Hlor je veoma rasprostranjen u prirodi i može se naći u skoro svakom živom organizmu. Hlor ima veoma velik biološki značaj, spada u makroelemente. Ioni hlora su jedni od najbitnijih aniona u vodenim organizmima, a hloridnu kiselinu mnoge životinje koriste za varenje. U organizmu čovjeka od 70 kilograma nalazi se oko 95 grama hlora.

Sadržaj 1 Osobine 2 Dobijanje 3 Primjena 4 Historija 5 Zastupljenost 6 Spojevi 7 Toksičnost

[uredi] Osobine

Čist hlor se javlja u vidu dvoatomskih molekula Cl₂. U spojevima se javlja sa oksidacionim brojem od -1 do +7. Hlor prilikom rastvaranja u vodi gradi hlornu vodu, koja zbog nascentnog kisika ima baktericidno dejstvo, a služi i za bijeljenje organskih boja.

Hlor je hemijski veoma aktivan. U prisustvu prigušene sunčeve svjetlosti spaja se sa vodonikom gradeći hlorovodonik. U punoj sunčevoj svjetlosti ova reakcija se odigrava eksplozivno. Hlor neposredno reaguje sa većinom elemenata i u tim reakcijama nastaju uglavnom hloridi. U jednom litru vode temperature 10°C rastvara se 3,10 litara hlora dok pri temperaturi od 30°C samo 1,77 litara. Sa vodom reaguje sporo gradeći hlorovodonik i hipohloritnu kiselinu (HClO). Sa kiseonikom gradi 5 različitih oksida. Hlor gradi nekoliko kiselina i odgovarajuće soli:

• hlorovodonična (sona) kiselina (HCl) i hloridi kao soli
• hipohloritna kiselina (HClO)
• hloritna kiselina (HClO₂)
• hloratna kiselina (HClO₃)
• perhloratna kiselina (HClO₄)

[uredi] Dobijanje

U laboratorijama hlor se može dobiti oksidacijom hlorovodonične kiseline jakim oksidacionim sredstvima kao što je mangan (IV) oksid MnO₂:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

U industriji se dobija elektrolizom vodenog rastvora NaCl. Tom prilikom se dobijaju natrijum hidroksid i elementarni hlor.

[uredi] Primjena

Hlor se koristi za dezinfekciju vode, za dezinfekciju i izbjeljivanje papira i tkanina. Korišten je kao bojni otrov za vrijeme I svjetskog rata, ali je zamjenjen praktičnijim sredstvima.

Hlor se dosta koristi za izradu produkata koji se koriste u svakodnevnici - boje, namirnice, insekticida, plastičnih masa, naftnih produkata, lijekova, rastvarača i bojnih otrova. Hlor se koristi i za dobivanje hlornog kreča i broma.

Organska hemija je takođe područije na kome se primenjuje hlor. Koristi se kao oksidans, a i kao zamjena za atom vodonika u organskim jedinjenjima.

Upotreba hlora za bjeljenje industrijske celuloze, lana, pamuka i dezinfekciju vode zasniva se na njegovom oksidacionom dejstvu.

[uredi] Historija

Hlor je otkriven 1774 od Šelea (Carl Wilhelm Scheele) reakcijom: MnO₂ + HCl za koju je pogrešno mislio da je dobio gas koji sadrži kiseonik. Ime ovom elementu je 1810 godine dao Humphry Davy, koji je utvrdio da je supstancija koju je Šele otkrio element a ne neko jedinjenje u gasovitom obliku.

[uredi] Zastupljenost

U prirodi hlor je zastupljen u obliku jona Cl^-, koji je glavni anjon u okeanima (joni hlora čine 1,9% mase svih okeana). Još veća koncentracija hlorovih jona je u slanim jezerima (uMrtvom Moru oko 21%).

Većina hlorida je rastvorljiva u vodi zato veće količine se mogu naći samo u suhim predjelima ili u podzemnim ležištima soli.

[uredi] Spojevi

Anorganski spojevi hlora su hloridna kiselina i hloridi, oksikiseline hlora i njihove soli, hlor dioksid ClO₂. Poznati su i brojni organo-hlorni spojevi (derivati karboksilnih kiselina, pesticidi, itd...).

[uredi] Toksičnost

Gasoviti hlor nadražuje sistem za disanje i sluzne žlijezde, u većim količinama izaziva smrt. U vazduhu se može osjetiti već u količini od 3.5 ppm, ali opasna koncentracija je tek preko 1000 ppm. Zbog tih osobina je korišćen kao bojni otrov u I svjetskom ratu. Da bi se neutralisao udišu se pare etanola, ili razblaženog rastvora amonijaka.