Chlór - Biblioteka.sk

Upozornenie: Prezeranie týchto stránok je určené len pre návštevníkov nad 18 rokov!
Zásady ochrany osobných údajov.
Používaním tohto webu súhlasíte s uchovávaním cookies, ktoré slúžia na poskytovanie služieb, nastavenie reklám a analýzu návštevnosti. OK, súhlasím


Panta Rhei Doprava Zadarmo
...
...


A | B | C | D | E | F | G | H | CH | I | J | K | L | M | N | O | P | Q | R | S | T | U | V | W | X | Y | Z | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9

Chlór

Chlór
(chlorum)
síra ← chlór → argón
F

Cl

Br
17
Periodická tabuľka
3. perióda, 17. skupina, blok p
halogény, nekovy
Vzhľad
žltozelený plyn
chlór
Emisné spektrá
Emisné spektrum
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť 35,453 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia [Ne] 3s2 3p5
Atómový polomer 100 pm (vyp.: 79 pm)
Kovalentný polomer 102 pm
Van der Waalsov pol. 175 pm
Iónový polomer
pre: Cl-
181 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita 3,16 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e) 1: 1 251,2 kJ.mol−1
2: 2 298 kJ.mol−1
3: 3 822 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a) -I, I, III, V, VII
Št. potenciál
(Cl2/Cl-)
1,3595 V
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
Skupenstvo plynné
Hustota 0,0032 kg·dm−3
Hustota kvapaliny
(pri 171,6 K)
1,5625 kg·dm−3
Teplota topenia 171,6 K (−101,55 °C)
Teplota varu 239,11 K (−34,04 °C)
Kritický bod 416,9 K; 7,991 MPa
Sk. teplo topenia 6,406 kJ·mol−1
Sk. teplo varu 20,41 kJ·mol−1
Tepelná kapacita 33,949 J·mol−1·K−1
Tlak pary
p(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T(K) 128 139 153 170 197 239
Iné
Kryštálová sústava rombická
Magnetizmus diamagnetický
Elektrický odpor 10x103 nΩ·m
Tep. vodivosť 8,9x10−3 W·m−1·K−1
Rýchl. zvuku 206 m·s−1
Reg. číslo CAS 7782-50-5
Izotop(y) (vybrané)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er (MeV) Pr
35Cl 75,77 % stabilný s 18 neutrónmi
Radioactive.svg 36Cl stopy 3,01x105 r. β- 0,709 36Ar
synt.   ε - 36S
37Cl 24,23 % stabilný s 20 neutrónmi
Commons-logo.svg
 Commons ponúka multimediálny obsah na tému chlór.

Chlór (lat. chlorum) je chemický prvok, ktorý má značku Cl a protónové číslo 17. V periodickej tabuľke sa zaraďuje medzi halogény.

Je toxický, za normálnych podmienok žltozelený plyn s charakteristickým zápachom[1], ktorý sa ochotne zlučuje s väčšinou prvkov periodickej tabuľky[2]. Elektrónová konfigurácia chlóru je 3s2 3p5 a v zlúčeninách nadobúda oxidačné čísla od -I až po +VII[3]. Priemyselne sa využíva ako oxidačné činidlo, na dezinfekciu vody a ako bieliace činidlo. Taktiež zlúčeniny chlóru majú široké priemyselné využitie[4].

História

Carl Wilhelm Scheele, objaviteľ chlóru

Najbežnejšia zlúčenina chlóru – kamenná soľ je známa od staroveku a v starovekom Ríme bola dokonca občas aj súčasťou výplaty žoldu. Rovnako sú o soli zmienky v aj Biblii[5]. V stredoveku, približne od 13. storočia bola alchymistom známa aqua regia, zmes kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej, ktorá sa používala na rozpúšťanie zlata[5]. Samotnú koncentrovanú kyselinu chlorovodíkovú pripravil v roku 1648 nemecký chemik Johann Rudolf Glauber zahrievaním hydratovaného chloridu zinočnatého a príprava elementárneho chlóru sa podarila v roku 1774 Carlovi Wilhelmovi Scheelemu oxidáciou chloridu sodného oxidom manganičitým v kyslom prostredí[5] podľa rovnice:

4 NaCl + 2 H2SO4 + MnO2 → 2 Na2SO4 + MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Scheele však veril, že pripravil len ďalšiu zlúčeninu, za nový chemický prvok ho prehlásil až sir Humphry Davy v 1811 a súčasne ho aj pomenoval podľa charakteristickej farby – zo starogr. χλωρος – žltozelený[5].

Chlór mal využitie hlavne ako bieliace činidlo, už samotný Scheele objavil jeho bieliace účinky a prvý prípravok na bielenie pod názvom eau de Javel uviedol Berthollet v 1785. Bol to chlórnan draselný, pripravený zavádzaním plynného chlóru do roztoku hydroxidu draselného[5].

2 KOH + Cl2 → KCl + KClO + H2O

V roku 1801 odporučil William Cruickshank používať chlórovú vodu ako dezinfekčný prostriedok v nemocniciach, čo sa ukázalo byť účinným pri epidémii cholery v 1831 a Ignác Filip Semmelweis vo viedenskej a neskôr v peštianskej nemocnici nariadenou dezinfekciou rúk medikov a doktorov chlórovým vápnom takmer úplne potlačil dovtedy bežnú horúčku šestonedieľok[6].

V prvej svetovej vojne bol chlór použitý ako chemická zbraň. 22. apríla 1915 začala nemecká armáda ofenzívu pri belgickom meste Ypres, známu ako Druhá bitka o Ypres. Po intenzívnej delostreleckej príprave však boli namiesto klasického útoku pechoty použité kanistre s chlórom, ktorý sa v podobe žltozeleného mraku rozšíril v zákopoch a vo francúzskych radoch, nevybavených plynovými maskami, vyvolal paniku spojenú s ústupom z pozícií. Po tomto útoku sa chlór, resp. iné dusivé a dráždivé látky ako fosgén a yperit začali používať na oboch stranách frontu až do skončenia vojny[7].

Vlastnosti

Model usporiadania molekúl Cl2 v tuhej fáze.

Fyzikálne vlastnosti

Chlór je za normálnych podmienok plyn žltozelenej farby, tvorený dvojatómovými molekulami Cl2 viazanými kovalentnou väzbou so zdieľaným elektrónovým párom[8]. Vzdialenosť väzby Cl-Cl je 198 pm, disociačná energia 242,58 kJ/mol (dokonca vyššia ako pri fluóre, čo sa vysvetľuje odpudzovaním voľných elektrónových párov na π orbitáloch[8]). Molekulami Cl2 je tvorená aj kvapalná a tuhá fáza. Chlór kryštalizuje v rombickej sústave, tvorí vrstevnaté kryštály a je izoštruktúrny s brómom a jódom[5]. Molekuly v kryštáli sú viazané len slabými van der Waalsovými silami z toho vyplýva nízka teplota topenia, a prakticky žiadna elektrická vodivosť[3].

Molekula Cl2 je nepolárna, takže sa dobre rozpúšťa v nepolárnych rozpúšťadlách ako tetrachlórmetán, alebo chloroform. Vo vode sa rozpúšťa slabo – na 1 dm3 vody sa pri 20 °C rozpustí 2,3 dm3 chlóru, pričom s vodou reaguje podľa rovnice:

Cl2 + 2 H2O ↔ HClO + H3O+ + Cl-

Vzniknutý roztok sa nazýva chlórová voda. Pri zavádzaní do vody s teplotou 0 °C sa vylučujú žltozelené klatrátové kryštály[2] so vzorcom Cl2·7,3H2O[4].

Chemické vlastnosti

Chlór je veľmi reaktívny prvok, priamo sa zlučuje s väčšinou prvkov periodickej tabuľky. S vodíkom reaguje za vzniku chlorovodíka, reakcia je katalyzovaná svetlom. Rovnako odoberá vodík z uhľovodíkov, až napokon ostáva iba elementárny uhlík. Viaceré prvky sa v chlóre spaľujú (napr. fosfor, antimón, niektoré kovy). Reakciu medi, resp. železa iniciujú už stopové množstvá vody, v suchom stave tieto prvky s chlórom nereagujú[2].

Spôsob väzby

Elektrónová konfigurácia chlóru je 3s23p5, do zaplnenia valenčnej vrstvy a teda dosiahnutia konfigurácie najbližšieho vzácneho plynu argónu mu chýba iba jeden elektrón. To predurčuje jeho chemické vlastnosti – vysokú hodnotu elektronegativity a elektrónovej afinity[5]. Elektronegativita je po fluóre a kyslíku tretia najvyššia spomedzi prvkov a afinita je dokonca vyššia ako pri fluóre (opať je príčinou silnejšie odpudzovanie pristupujúceho elektrónu do kompaktnej valenčnej vrstvy fluóru[2]). Maximálne oxidačné číslo chlóru je VII, v kladnom oxidačnom stupni sa vyskytuje len v zlúčeninách s elektronegatívnejšími prvkami, teda s fluórom a kyslíkom.

Izotopy

Chlór sa v prírode nachádza v dvoch izotopoch 35Cl a 37Cl. Oba sú stabilné, pričom 75,77 % prírodného chlóru pripadá na izotop 35Cl a zvyšok, t. j. 24,23 %, izotopu 37Cl[9]. Najstabilnejším rádioaktívnym izotopom je 36Cl s polčasom rozpadu 3,01·105 roka a v laboratóriách sa používa aj 38Cl s polčasom rozpadu 37,1 min[5].

Výskyt v prírode

Na Zemi sa chlór vďaka svojej reaktívnosti nachádza iba vo forme zlúčenín v oxidačnom stupni -I, väčšinou rozpustných vo vode. Celkové zastúpenie chlóru v zemskej kôre je 126 ppm, v oceánoch a moriach je koncentrácia chloridových iónov 1,9 %. Menšie množstvá chloridov, aj keď s oveľa vyššími koncentráciami, sa nachádzajú vo vnútrozemských slaných jazerách (napr. v Mŕtvom mori je koncentrácia chloridov cca 24 %)[5].

Medzi najbežnejšie minerály chlóru patria halit (kamenná soľ – NaCl), sylvín (KCl), carnallit (KMgCl3·6H2O) a kainit (MgSO4·KCl·3H2O)[10], ktoré vznikli odparením slaných vôd v minulosti Zeme a často sú sprevádzané aj inými, vo vode rozpustnými minerálmi[11]. Významné ložiská kamennej soli v Európe sa nachádzajú v Poľsku pri Bochni a Veličke, v Rumunsku pri Slaníku, v Rakúsku v Soľnej komore pri Salzburgu, v Rusku pri Astrachanských jazerách.

Na Slovensku sa kamenná soľ nachádza v Solivare pri Prešove, v Zbudzi a Zalužiciach pri Michalovciach a v obci Soľ v okrese Vranov nad Topľou[12]. Všetky slovenské ložiská sú treťohorného pôvodu[13]. V Solivare sa soľ ťažila už od 15. storočia, najskôr banským spôsobom a neskôr, keď v roku 1752 došlo k zatopeniu baní, sa ťažila už len soľanka[13]. V súčasnosti je komplex objektov na čerpanie a varenie soli (šachta Leopold, varňa, sklad soli, kováčske dielne a klopačka) národná kultúrna pamiatka a patrí medzi najvýznamnejšie technické pamiatky na Slovensku. V priestoroch varne je od roku 2001 zriadená expozícia Slovenského technického múzea pod názvom Dejiny ťažby a výroby soli v Solivare[14].

Zlúčeniny

Chlorovodík

Kyselina chlorovodíková
Bližšie informácie v článkoch: Chlorovodík a Kyselina chlorovodíková

Chlorovodík je bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom a s bodom varu −85,1 °C. Je to jedna z najpoužívanejších zlúčenín chlóru tak v priemysle, ako aj v laboratóriách[5]. Priemyselne sa vyrába priamym spaľovaním vodíka s chlórom, alebo ako vedľajší produkt chlorácie uhľovodíkov. Ďalšie spôsoby prípravy (hlavne v minulosti, ale používané aj v súčasnosti) – reakciou chloridu sodného s kyselinou sírovou[5]

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl (150 °C)
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl (540 – 600 °C)

a Hargreavesov proces – reakciou chloridu sodného so zmesou oxidu siričitého, vzduchu a vody[5]:

2 NaCl + SO2 + ½ O2 + H2O → Na2SO4 + 2 HCl (430 – 450 °C)

Chlorovodík sa vo vode veľmi dobre rozpúšťa, koncentrovaný roztok má obsah 40 %HCl (komerčne sa predáva ako 37% roztok) a nazýva sa kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková je taktiež široko používaná v priemysle a v zriedenej forme sa vyskytuje aj ako súčasť žalúdočných štiav[2].

Zmes kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej v pomere 3:1 sa nazýva lúčavka kráľovská. Táto zmes rozpúšťa aj kovy ako zlato alebo platina vďaka chloridu nitrozylu (NOCl), ktorý vzniká reakciou

HNO3 + 3 HCl ↔ NOCl + Cl2 + 2 H2O

Chloridy

Bližšie informácie v hlavnom článku: Chlorid

Chloridy sú zlúčeniny chlóru s inými, menej elektronegatívnymi prvkami, s výnimkou vzácnych plynov. Väčšinu z nich možno považovať za soli kyseliny chlorovodíkovej. Podľa štruktúry sa delia na:

  • Iónové chloridy, v ktorých prevládajú iónové väzby. Ide o chloridy alkalických kovov, kovov alkalických zemín, prvkov 3. skupiny periodickej tabuľky, lantanoidov a aktinoidov[2]. Sú to kryštalické látky rozpustné vo vode a ich vodné roztoky dobre vedú elektrický prúd. Elektrický prúd vedú aj ich taveniny[4].
  • Molekulové chloridy sú kovalentné zlúčeniny tvorené individuálnymi molekulami viazanými iba slabými medzimolekulovými silami[10]. Väčšinou sú to preto plynné alebo kvapalné látky, pokiaľ sú tuhé, bývajú ľahko prchavé[2]. Patria sem chloridy prechodných prvkov vo vyššom oxidačnom stupni, ako TiCl4, SnCl4, NbCl5, chloridy nekovov a polokovov (uhlíka, bóru, arzénu, fosforu, síry a pod.).
  • Chloridy s polymérnou štruktúrou sú taktiež kovalentné zlúčeniny, ale sa vrstevnantým, reťazcovým, alebo priestorovým usporiadaním. Prevažne sú to chloridy kovov v nižších oxidačných stupňoch, ako FeCl3, AlCl3, CdCl2.

Chloridy s kovalentnými väzbami vo vode často hydrolyzujú.

BCl3 + 3 H2O → H3BO3 + 3 HCl
TiCl4 + 2 H2O → TiO2 + 4 HCl

Taktiež pri niektorých kovoch chloridový anión vystupuje ako ligand a vytvára komplexné polychloridové ióny[4]

SbCl5 + Cl--

Chloridy sa pripravujú:

  • priamou syntézou z prvkov
Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3
  • rozpúšťaním prvku v kyseline chlorovodíkovej
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
  • reakciou oxidov, alebo hydroxidov kovov sa kyselinou chlorovodíkovou
KOH + HCl → KCl + H2O
  • reakciou kyseliny chlorovodíkovej alebo rozpustného chloridu so soľou prvku, ktorej chlorid je nerozpustný
AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl
  • zahrievaním oxidov s uhlíkom v prúde chlóru
SiO2 + 2 C + 2 Cl2 → SiCl4 + 2 CO
  • zahrievaním oxidov v zmesi chloridu sírneho a chlóru (hlavne oxidy lantanoidov)
4 Lu2O3 + 3 S2Cl2 + 9 Cl2 → 8 LuCl3 + 6 SO2

Polychloridový anión Cl3- sa dá pripraviť zavádzaním chlóru do koncentrovaných roztokov chloridov a je oveľa menej stabilný ako známejší trijodidový anión I3-, ktorý vzniká pri rozpúšťaní jódu v roztoku jodidu draselného[10].

Vybrané chloridy

Oxidy

S kyslíkom tvorí chlór štyri oxidy – oxid chlórny (Cl2O), oxid chloričitý (ClO2), oxid chlórový (Cl2O6) a oxid chloristý (Cl2O7). Všetky oxidy chlóru sú reaktívne a nestále zlúčeniny, s tendenciou explodovať[10].

Oxid chlórny je žltočervený plyn, dobre rozpustný vo vode. Má silne oxidačné účinky a pri zahriatí exploduje. Pripravuje sa reakciou chlóru s oxidom ortutnatým podľa rovnice:

HgO + 2 Cl2 → Cl2O + HgCl2

Oxid chloričitý je za štandardných podmienok taktiež plyn žltozelenej farby (v kvapalnom stave má červenohnedú farbu). Dobre sa rozpúšťa vo vode, roztok sa pôsobením svetla postupne rozkladá na kyselinu chlorovodíkovú a chlorečnú. Oxid chloričitý je silné oxidačné činidlo, využíva sa pri bielení buničiny a komerčne sa pripravuje reakciou chlorečnanu sodného, oxidu siričitého a kyseliny sírovej[10].

Oxid chlórový sa dá pripraviť ozonizáciou oxidu chloričitého. Je to veľmi nestála kvapalina červenej farby, ktorá reaguje explozívne pri styku s organickými látkami, alebo redukčnými činidlami. Oxid chloristý je najstabilnejším oxidom chlóru, napriek tomu však pri náraze môže explodovať. Je to kvapalná látka, s vodou alebo roztokmi hydroxidov reaguje za vzniku kyseliny chloristej, čiže sa považuje za jej anhydrid. Rovnako sa aj pripravuje: dehydratáciou kyseliny chloristej oxidom fosforečným[10]:

4 HClO4 + P4O10 → 2 Cl2O7 + 4 HPO3

Kyslíkaté kyseliny chlóru a ich soli

Kyslíkaté kyseliny chlór vytvára taktiež štyri: kyselinu chlórnu (HClO), chloritú (HClO2), chlorečnú (HClO3) a chloristú (HClO4). Všetky kyslíkaté kyseliny existujú iba vo vodnom roztoku a ich sila vzrastá so zvyšujúcim sa oxidačným číslom chlóru, t. j. najslabšia je kyselina chlórna a najsilnejšia kyselina chloristá. Kyseliny, rovnako ako aj ich soli majú oxidačné účinky[10]. Zdroj:
Text je dostupný za podmienok Creative Commons Attribution/Share-Alike License 3.0 Unported; prípadne za ďalších podmienok. Podrobnejšie informácie nájdete na stránke Podmienky použitia.


Zdroj: Wikipedia.org - čítajte viac o Chlór





Text je dostupný za podmienok Creative Commons Attribution/Share-Alike License 3.0 Unported; prípadne za ďalších podmienok.
Podrobnejšie informácie nájdete na stránke Podmienky použitia.

Your browser doesn’t support the object tag.

www.astronomia.sk | www.biologia.sk | www.botanika.sk | www.dejiny.sk | www.economy.sk | www.elektrotechnika.sk | www.estetika.sk | www.farmakologia.sk | www.filozofia.sk | Fyzika | www.futurologia.sk | www.genetika.sk | www.chemia.sk | www.lingvistika.sk | www.politologia.sk | www.psychologia.sk | www.sexuologia.sk | www.sociologia.sk | www.veda.sk I www.zoologia.sk