Klór

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
17 kénklórargon
F

Cl

Br
Általános
Név, vegyjel, rendszám klór, Cl, 17
Elemi sorozat halogének
Csoport, periódus, mező 17, 3, p
Megjelenés Cseppfolyósított, sárgászöld színű klór nyomás alatt, lezárt kvarcüveg ampullában
Chlorine liquid in an ampoule.jpg
Atomtömeg 35,446–35,457 g/mol[1]
Elektronszerkezet [Ne] 3s2 3p5
Elektronok héjanként 2, 8, 7
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot gáz
Sűrűség (0 °C, 101,325 kPa)
3,2 g/l
Olvadáspont 171,6 K
(-101,5 °C, -150,7 °F)
Forráspont 239,11 K
(-34,04 °C, -29,27 °F)
Olvadáshő (Cl2) 6,406 kJ/mol
Párolgáshő (Cl2) 20,41 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) (Cl2)
33,949 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 128 139 153 170 197 239
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet rombos
Oxidációs szám ±1, 3, 5, 7
(erősen savas oxid)
Elektronegativitás 3,16 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 1251,2 kJ/mol
2.: 2298 kJ/mol
3.: 3822 kJ/mol
Atomsugár 100 pm
Atomsugár (számított) 79 pm
Kovalens sugár 99 pm
Van der Waals-sugár 175 pm
Egyebek
Mágnesség diamágneses
Fajlagos ellenállás (20 °C) > 10 Ω·m
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 8,9 mW/(m·K)
Hangsebesség (gáz, 0 °C) 206 m/s
CAS-szám 7782-50-5
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A klór izotópjai
Izotóp t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
35Cl 75,77% Cl stabil 18 neutronnal
36Cl mest. 3,01·105 év β- 0,709 36Ar
ε - 36S
37Cl 24,23% Cl stabil 20 neutronnal
Hivatkozások


A klór (régi magyar nevén: halvany) a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Vegyjele Cl, rendszáma 17. A halogének csoportjának - VII. főcsoport - tagja, a fluor után a második legkönnyebb halogénelem. Standard állapotban sárgászöld színű, a levegőnél nehezebb, kétatomos klórmolekulákat alkotó (Cl2) mérgező gáz. A periódusos rendszer elemei közül a klórnak a legnagyobb az elektronaffinitása, egyben a negyedik legnagyobb elektronegativitású elem. Ennek köszönhetően a klór erős oxidálószer, szabad állapotban ritka, legtöbbször csak vulkanikus gázokban található meg elemi formában.

A klór leggyakoribb vegyülete, a nátrium-klorid (konyhasó), ősidők óta ismert ételízesítő szer. Klórt kémiai reakcióval először 1630 környékén állítottak elő, de tulajdonságait csak később, 1774-ben írta le Carl Wilhelm Scheele, aki téves módon egy új kémiai elem oxidjának tartotta. 1809-ben kémikusok egy csoportja felvetette annak lehetőségét, hogy az akkor már jórészt ismert gáz nem vegyület, hanem egy kémiai elem, de ezt teljes bizonyossággal csak később, 1810-ben jelentette ki Sir Humphry Davy, aki a görög χλωρóς khlôros (halványzöld) kifejezés nyomán nevezte el klórnak.

A Földön található klór legnagyobb része ionos formában van jelen. A második leggyakoribb halogén és a 21. leggyakoribb elem a földkéregben. Ipari mennyiségben elemi klórt telített nátrium-klorid oldat elektrolízisével állítanak elő, az így előállított klór kétharmadát szerves vegyületek, műanyagok előállításánál hasznosítják, de fontos reagens olyan vegyületek előállításánál is, melyek végeredményben nem tartalmaznak klórt. Fertőtlenítőszerként az elemi klórt uszodák vizének tisztításánál használják fel.

Kloridion formájában a klór az élő szervezetek működése szempontjából létfontosságú elem, szabad állapotban, nagy koncentrációban viszont nagyon veszélyes és mérgező minden élőlényre nézve.

Történet[szerkesztés]

Carl Wilhelm Scheele, a klór felfedezője

A klór leggyakoribb vegyületét, a nátrium-kloridot ősidőktől fogva ismerik, régészeti bizonyítékok szerint a sós vizet már i.e. 6000-ben, a kősót pedig már i.e. 3000-ben is használták tartósításra.[2] Az emberi táplálkozásban betöltött szerepe már az ókorban is jól ismert volt, a Római Birodalomban a tábornokok és tisztek szolgálataiért időnként sóval fizettek. Elemi klórt vélhetően először az 1200-as évek elején fejlesztettek, ugyanis a királyvíz előállításakor klórgáz is képződik, bár ekkor még nem azonosították új elemként. 1630 körül a flamand fizikus és kémikus Jan Baptist van Helmont felismerte, hogy a klór gáz halmazállapotú.[3]

Az elemet először a svéd kémikus Carl Wilhelm Scheele tanulmányozta részletekbe menően és neki tulajdonítható a klór felfedezése is.[4] A klórt hidrogén-klorid mangán-dioxiddal történő oxidációjával állította elő:[3]

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Scheele a klór számos tulajdonságát megfigyelte, többek között sárgászöld színét, a királyvízre emlékeztető szagát, fehérítő hatását, és a rovarokra való halálos hatását.[5] Jóllehet, Scheele azt gondolta, hogy egy vegyületet állított elő, amit "deflogisztonizált marinsavnak" nevezett[4] (a marinsav a sósav korabeli neve volt). Abban az időben elterjedt nézet volt, hogy a savak oxigént tartalmazó vegyületek (ez máig fennmaradt a német és holland nyelvben, ahol az oxigén neve sauerstoff és zuurstof), ezért néhány vegyész, köztük Claude Louis Berthollet azt javasolta, hogy a Scheele által előállított deflogisztonizált marinsav az oxigén és egy még fel nem fedezett elem vegyülete, aminek a muraticum nevet javasolták.[6][7]

1809-ben Joseph Louis Gay-Lussac és Louis-Jacques Thénard megkísérelte elbontani a deflogisztonizált marinsavat úgy, hogy faszénnel reagáltatták, abban a reményben, hogy szén-dioxid képződése mellett felszabadul a muraticum.[4] Kísérletük nem járt eredménnyel és kiadtak egy beszámolót, amelyben megfontolták annek a lehetőségét, hogy a deflogisztonizált marinsav valójában egy elem, de erről nem voltak teljesen meggyőződve.[8] 1810-ben Humphry Davy újra, elvégezte ugyanezt a kísérletet és arra a következtetésre jutott, hogy az anyag egy elem, nem pedig vegyület.[4] Eredményeit még az év november 15-én bejelentette a Royal Society előtt.[3] Az elemnek a klór nevet adta a görög χλωρος (klorosz = zöldessárga) szó után, ami az elem színére utalt.[9] A halogén szót (jelentése "sóképző") eredetileg a klórra használta Johann Salomo Christoph Schweigger 1811-ben. Később a kifejezést a fluor, a klór, a bróm és a jód általános megnevezéseként használták Jöns Jakob Berzelius 1842-es javaslatára.[10] 1823-ban Michael Faraday elsőként állított elő cseppfolyós klórt,[11][12] és kimutatta, hogy az akkor "szilárd klórként" ismert anyag klór hidrát (Cl2·H2O).[3]

A klórgázt először a francia Claude Louis Berthollet használta textilanyagok fehérítésére 1785-ben.[13][14] A modern fehérítők is Bertholletnek köszönhetők, aki 1789-ben először állított elő nátrium-hipokloritot (hypót) a laboratóriumában klórgáz nátrium-karbonát oldaton való átvezetésével. A keletkező folyadék, az "Eau de Javel" nátrium-hipoklorit híg oldata volt. Ez az eljárás nem volt túl hatékony, ezért más módszereket kerestek. A skót vegyész és iparos Charles Tennant oltott mészbe klórgázt vezetve kalcium-hipoklorit (klórmész) oldatot állított elő, melyből kinyerte a szilárd kalcium-hipokloritot (fehérítő por).[13] Ez a vegyület kis mennyiségű elemi klórt fejlesztett és sokkal egyszerűbben szállítható volt, mint a nátrium-hipoklorit, mely vízmentes formában veszélyesen erős és instabil oxidálószer, ezért csak híg vizes oldatban lehetett szállítani. XIX. század végén E. S. Smith szabadalmaztatott egy eljárást a nátrium-hipoklorit gyártására, melyben a nátrium-klorid oldat elektrolízisével, majd a keletkező klórgáz, valamint nátrium-hidroxid reagáltatásával állított elő nátrium-hipokloritot.[15] Ezt a klóralkáli elektrolízisnek nevezett eljárást először 1892-ben mutatták be ipari méretekben és ma is ez az elemi klór és a nátrium-hidroxid elsődleges forrása.[16]

Az 1800-as évek elejétől kezdődően a klórt széles körben kezdték fertőtlenítőszerként alkalmazni. 1847-ben Semmelweis Ignác kötelezte az orvosokat a szülészeti osztályokra történő belépés előtti klóros kézmosásra, amivel drasztikusan sikerült csökkentenie a gyermekágyi lázban meghaltak számát. Az ivóvíz klórozása ma már szinte általános minden fejlett országban.[5] A klórgázt vegyi fegyverként először a német hadsereg alkalmazta az első világháborúban 1915 április 22-én Ypresnél.[17][18]

Tulajdonságok[szerkesztés]

Fizikai tulajdonságok[szerkesztés]

Szobahőmérsékleten, 7,4 bar nyomáson cseppfolyósított klór plexiüvegbe ágyazott kvarc ampullában
Szilárd klór −150 °C-on

A klór nemfémes elem a periódusos rendszer VII. főcsoportjában, a második legkönnyebb halogén. Tulajdonságai hasonlítanak a fluor, a bróm és a jód tulajdonságaira, és többségében átmenetet képeznek a fluor és a bróm tulajdonságai között. A többi halogénelemhez hasonlóan a klór is hét vegyértékelektronnal rendelkezik, elektronszerkezete [Ne]3s23p5. A nemesgázszerkezet eléréséhez egy elektronja hiányzik, ezért erős oxidálószer és számos elemmel reagál, hogy egy elektron felvételével kialakítsa a stabil elektronoktettet.[19] A periodikus trendeknek megfelelően elektronegativitása a fluor és a bróm kötött van (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), és reaktivitása is átmenetet képez a két elem között. A klór a halogének közül a fluor utáni második legerősebb oxidálószer, képes elemi állapotúvá oxidálni a bromidokat és jodidokat, miközben kloriddá alakul. Megfordítva, a kloridion a bromidnál és a jodidnál gyengébb redukálószer, de a fluoridionnál erősebb.[19] Atomsugara a fluor és a bróm atomsugara közti érték, és ennek köszönhetően számos atomi paramétere illeszkedik a klór-bróm-jód "triádba", ahol a három elem tulajdonságai, mint az ionizációs energia, elektronaffinitás, disszociációs energia, ionrádiusz és az X-X kötéshossz egyenletesen változik.[19]

A halogének molekulái között gyenge van der Waals-erők hatnak, melyek erőssége az atomok méretével nő. Így a klór olvadáspontja (-101,0 °C) és forráspontja (-34,0 °C) is lényegesen magasabb, mint a fluor olvadás- és forráspontjai (-219,6 °C illetve -188,1 °C), de alacsonyabbak a bróm ugyanezen értékeinél (-7,25 °C illetve 59,5 °C).[19] Az atomtömegekből következő sok másik tulajdonság, például a olvadás- és forráshő, valamint a sűrűség is hasonló tendenciát mutat. A csoportban lefelé haladva a halogének színe is mélyül, így míg a fluor halvány sárgás színű, addig a klór határozottan sárgászöld. Ennek az eltérésnek az oka, hogy a nehezebb halogének a látható hullámhosszokon több fényt nyelnek el.[19] Konkrétan egy halogén színét a legnagyobb energiájú betöltött lazító πg molekulapálya és a legkisebb energiájú betöltetlen σu molekulapálya közti elektronátmenet határozza meg.[20] A hőmérséklet csökkenésével a klór színe halványodik és -195 °C-on már majdnem színtelen.[19]

A szilárd brómhoz és jódhoz hasonlóan a szilárd klór is ortorombos rétegrácsban kristályosodik. A Cl-Cl távolság a molekulán belül 198 pm, ami közel azonos a gázfázisban lévő 199 pm-es kötéshosszal; A Cl···Cl távolság a molekulák közt rétegen belül 332 pm, a rétegek között pedig 382 pm (összehasonlításként a klór van der Waals-rádiusza 180 pm). Ebből a szerkezetből adódóan a klór igen csekély vezetőképességgel rendelkezik, gyakorlatilag egyáltalán nem vezeti az áramot.[19]

Izotópok[szerkesztés]

A klórnak két stabil izotópja van, a 35Cl és a 37Cl. A természetben csak ez a két izotóp fordul elő, nagyobb mennyiségben a 35Cl, mely az összes klórnak körülbelül 76%-át alkotja, a 37Cl pedig a maradék 24%-ot teszi ki. Mindkét izotóp a csillagokban lezajló nukleoszintézis keletkezik az oxigénégés és a szilíciumégés által.[21] Mindketten 3/2-es magspinnel bírnak, ezért NMR spektroszkópiában használhatóak, azonban, mivel a magspin nagyobb 1/2-nél a magtöltés eloszlása nem gömbszimmetrikus, és ez magkvadrupól-momentumot és a kvadrupólrelaxációnak köszönhetően rezonanciaszélesedést eredményez, korlátozva a módszer hatékonyságát.[19] A többi klórizotóp mind radioaktív, melyek felezési ideje túl rövid ahhoz, hogy a természetben primordiális elemként forduljanak elő. Ezek közül laboratóriumban a 36Cl (t1/2 = 3.0×105 év) és a 38Cl (t1/2 = 37.2 perc) a leggyakrabban használt, melyeket a természetes klór neutronaktivációjával lehet előállítani.[19]

A klór legstabilabb radioaktív izotópja a 36Cl. A 35Cl-nál könnyebb klórizotópok általában elektronbefogással kénizotópokká, a 37Cl-nál nehezebbek béta-bomlással argonizotópokká bomlanak. A 36Cl mindkét módon bomolhat stabil 36S-re, vagy 36Ar-ra.[22] A 36Cl nyomokban előfordul a természetben, főként a 36Ar izotópból keletkezik a légkörben, a kozmikus sugárzás hatására.

Kémiai tulajdonságai[szerkesztés]

A klór jó oxidálószer. A fémekkel fém-kloridokká egyesül. Ha vassal reagál, vas(III)-klorid, ha nátriummal, nátrium-klorid keletkezik.

A kálium a klórral a nátriumhoz hasonlóan egyesül:

A klór a hidrogénnel heves exoterm reakcióba lép, mely fényjelenséggel jár. A klórdurranógáz a klórgáz és a hidrogéngáz keveréke, meggyújtva csattanó hanggal felrobban.

Előfordulás[szerkesztés]

Kősókristály

A klór nagy reaktivitása miatt elemi állapotban csak extrém körülmények közt fordul elő a természetben, például vulkáni gázokban, vagy az ózonrétegben, ahol a CFC-molekulákról leszakadva hozzájárul az ózonréteg elvékonyodásához). Anionja, a kloridion viszont sói formájában rendkívül gyakori a Földön. A kontinentális földkéregben a 19-ik legnagyobb mennyiségben megtalálható elem, annak 145 ppm részét teszi ki. A legtöbb klorid jól oldódik vízben, ezért az óceánok és tengerek vizében hatalmas mennyiségben halmozódtak fel: a tengervíz tömegének 1,9 %-át teszik ki a kloridionok, ez több, mint fele az összes sótartalomnak. Kisebb mennyiségben, de nagyobb koncentrációban a kloridion jelen van egyes földalatti sósforrásokban és szárazföldi tavak, például a Holt-tenger (8% NaCl, 13% MgCl2, 3,5% CaCl2) és a Nagy-Sóstó (23% NaCl) vizében.[23]

A legfontosabb klórtartalmú ásványok közé tartozik a kősó (nátrium-klorid), a szilvin (kálium-klorid), a karnallit (KMgCl3 · 6 H2O), a bischofit (MgCl2 · 6 H2O) és a kainit (KMgCl (SO4) · 3 H2O). Nagy lerakódásaik alakultak ki elzáródott tengerrészek vizének elpárolgásakor. A vízből a kevésbé jól oldódó nátriumsók válnak ki előbb, és utána ennek a tetején a káliumsók, így réteges szerkezet alakul ki.

Nagyszámú természetes klórorganikus vegyület ismert (2002-ben ezek száma 2200 volt)[24], legtöbbjüket tengeri élőlények, például hínárok, szivacsok, előgerinchúrosok és korallok szintetizálják. A szárazföldi állatok és növények ennél lényegesen kevesebb ilyen vegyületet termelnek. Szerves klórvegyületek képződhetnek vulkánkitörésekkor, illetve a biomassza égése során is.

Előállítása[szerkesztés]

Folyékony klór egy lombikban

Kis mennyiségű klórgáz laboratóriumban előállítható gázfejlesztő készülékben tömény, levegőmentes sósavoldat nedvesített mangán-dioxidhoz, vagy kálium-permanganáthoz való cseppenkénti adagolásával. A gázfejlődést enyhe melegítéssel lehet szabályozni. Az így keletkező gázt vizes és tömény kénsavas gázmosón keresztülvezetve lehet szárítani.

Az iparban a klór előállítása általában nátrium-klorid vizes oldatának elektrolízisével történik. Ez az eljárás, a klóralkáli-elektrolízis 1892-ben jelent meg az iparban, és ma is ebből származik az iparban előállított klór legnagyobb része.[16] Az elektrolízis során a klór mellett hidrogéngáz és nátrium-hidroxid képződik, ez utóbbi a legértékesebb termék. A folyamat a következő reakcióegyenlet szerint megy végbe:[25]

2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

A kloridoldatok elektrolízisekor lejátszódó elektródfolyamatok:

Katód: 2 H2O + 2 e → H2 + 2 OH
Anód: 2 Cl → Cl2 + 2 e

A diafragma-cellás elektrolízis során egy azbeszt (vagy polimer) diafragma választja el az anódot és katódot, megakadályozva, hogy az anódon fejlődő klór reakcióba lépjen a keletkező nátrium-hidroxiddal, vagy a katódon fejlődő hidrogénnel.[26] A sóoldatot folyamatosan pótolják az anódcellába, ahonnan a diafragmán keresztül áramlik a katódhoz, ahol a nátrium-hidroxid képződik. A diafragmás eljárás során híg és némileg szennyezett alkáli-oldat termelődik, viszont a higanykatódos eljárásnál energiahatékonyabb és kevésbé környezetszennyező.[16]

A membráncellás elektrolízis egy féligáteresztő membránt alkalmaz ioncserélőként. A telített nátrium-, vagy kálium-klorid-oldatot az anódnál adagolják, ahol a kloridionok klórgázzá oxidálódnak. A katódon a vízmolekulák redukciójával hidrogéngáz és hidroxidionok keletkeznek. Az anódtól a féligáteresztő membránon keresztül a nátriumionok at tudnak jutni a katódhoz, és ott a hidroxidionokkal egyesülnek NaOH-dá. Ezzel az eljárással nagyon tiszta nátrium-, vagy kálium-hidroxid oldat állítható elő, viszont megköveteli a nagyon tiszta és nagy koncentrációjú sóoldat alkalmazását.[27]

Membráncellás elektrolízis

A Deacon-eljárásban a szerves klórvegyületek gyártásakor melléktermékként keletkező hidrogén-kloridból állítanak elő klórgázt oxigénnel való oxidáció útján:

4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O

A reakció 450 °C-on megy végbe, és katalizátort igényel. Deacon ehhez réz(II)-kloridot használt, de azóta sok helyen átálltak króm-, vagy ruténiumalapú katalizátorokra.[28] Az előállított klórt 450 g-tól 70 kg-ig terjedően különböző méretű palackokban hozzák forgalomba, emellett szállítják tartályokban (865 kg), tartálykocsikban (15 tonna úton; 27–90 tonna vasúton) és uszályokon (600–1200 tonna).[29]

Kémiai tulajdonságok és vegyületek[szerkesztés]

Halogén kötési energiák (kJ/mol)[20]
X XX HX BX3 AlX3 CX4
F 159 574 645 582 456
Cl 243 428 444 427 327
Br 193 363 368 360 272
I 151 294 272 285 239

A klór reaktivitását tekintve a fluor és a bróm között helyezkedik el és a legreaktívabb elemek közé tartozik. A klór gyengébb oxidálószer, mint a fluor, de a brómnál és a jódnál erősebb. Ez a X2/X párok standard elektródpotenciál értékeiből is látható (F: +2.866 V; Cl: +1.395 V; Br: +1.087 V; I: +0.615 V; At: kb. +0.3 V). A kötési energiákban azonban nem figyelhető meg ez a tendencia, mivel a fluor egyedülálló a kis mérete, kis polarizálhatósága és a kötésekhez elérhető mélyen elhelyezkedő d-orbitálok hiánya miatt. Egy másik jelentős különbség, hogy a klór számos vegyületében megtalálható pozitív oxidációs állapotban, míg a fluornak nincsenek ilyen vegyületei. A klórozás gyakran magasabb oxidációs állapothoz vezet, mint a brómozás, vagy a jódozás, de alacsonyabbhoz a fluorozásnál. A klór hajlamos a M–M, M–H, vagy M–C kötéseket tartalmazó vegyületekkel reagálni M-Cl kötés képződése közben.[20]

Az ( 12O2/H2O) = +1.229 V standardpotenciál értéket tekintve azt várhatnánk, hogy a klór képes a víz oxigénjét oxidálni elemi oxigénné és hidrogén-kloriddá. A reakció kinetikája azonban kedvezőtlen, ami a túlfeszültség jelenségével függ össze, és ezért a kloridok vizes oldatának elektrolízisekor klórgáz fejlődik, nem pedig oxigén.[30]

Hidrogén-klorid[szerkesztés]

Sósav

A legegyszerűbb klórvegyület a hidrogén-klorid, amely gáz formában, vagy vízben oldva sósav formájában is fontos vegyszer az iparban és a laboratóriumban egyaránt. A hidrogén-kloridot gyakran állítják elő hidrogén klórgázban való égetésével katalizátor használata nélkül, vagy nyerik a szénhidrogének klórozásának melléktermékeként. A hagyományos "salt-cake" nevű eljárásban nátrium-kloridot reagáltatnak tömény kénsavval, hogy hidrogén-klorid gázt nyerjenek:[31]

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

Kisebb mennyiségben laboratóriumban előállítható a HCl-gáz, ha tömény sósavat tömény kénsavval reagáltatnak. A deutérium-klorid leghatékonyabban benzoil-klorid és nehézvíz (D2O) vegyület reakciójával állítható elő.[31]

A szilárd deutérium-klorid szerkezete, D···Cl hidrogénkötésekkel

A hidrogén-klorid standard állapotban színtelen, szúrós szagú gáz, úgy mint a többi hidrogén-halogenid a hidrogén-fluorid kivételével, mert a molekulái között nem alakulnak ki hidrogénkötések. Alacsony hőmérsékleten viszont a szilárd hidrogén-klorid kristályokban a molekulák gyenge hidrogénkötések kialakításával cikk-cakk láncokat alkotnak, amelyek hasonlóak a szilárd hidrogén-fluoridban létrejövő szerkezethez. A hőmérséklet emelésével azonban a rendezetlenség jelentősen nő.[31] A hidrogén-klorid vizes oldata, a sósav erős sav (pKa = −7), mivel a vizes oldatban kialakuló gyenge O-H···Cl hidrogénkötések túl gyengék ahhoz, hogy megakadályozzák a teljes ionos disszociációt. A sósav, mint a HCl és H2O kétkomponensű keveréke állandó (108,6 °C) forráspontú azeotrópos elegyet képez 20,2% HCl tartalom esetén, ezért desztillációval nem lehet ennél töményebb oldatot előállítani.[32] A sósavnak négy állandó kristályosodási eutektikus pontja van, ezek a kristályos formák a HCl·H2O (68% HCl), HCl·2H2O (51% HCl), HCl·3H2O (41% HCl), HCl·6H2O (25% HCl) és a jég (0% HCl). Ezeken kívül létezik még egy metastabil eutektikus pont is 24,8%-es összetételnél a jég és a HCl·3H2O kristályforma között.[33] Az 1:1 aránynál nagyobb töménységű elegy két külön folyadékfázisra válik szét.

A HCl vizes oldatának olvadáspontja a koncentráció függvényében.[34][35]

A hidrogén-fluoriddal szemben a vízmentes, cseppfolyós hidrogén-klorid kevésbé használható oldószerként, ami a fizikai tulajdonságai közül különösen az alacsony olvadáspontból, a folyadék halmazállapot kis hőmérséklet-tartományából, a kis dielektromos állandóból és az elhanyagolható mértékű H2Cl+ és HCl2 ionokra való öndisszociációból következik. Ez utóbbi oka, hogy a HCl2-ion sokkal kevésbé stabil, mint a bifluorid-ion (HF2), a hidrogén és klóratomok közt kialakuló nagyon gyenge hidrogénkötések miatt, bár nagy méretű és gyengén polarizáló kationokkal, például céziumionnal, vagy kvaterner ammónium kationnal előállíthatók sói. A vízmentes hidrogén-klorid gyenge oldószer, mindössze kisebb molekulavegyületeket (pl.: nitrozil-klorid, fenol) vagy kis rácsenergiájú sókat (pl. tetraalkil-ammónium-halogenidek) képes feloldani. Könnyedén protonálja a nemkötő elektronpárt, vagy π-kötéseket tartalmazó elektrofileket. Szolvolitikus folyamatok, ligandumhelyettesítési és oxidációs reakciók is jól ismertek hidrogén-klorid oldatban:[36]

Ph3SnCl + HCl → Ph2SnCl2 + PhH (szolvolízis)
Ph3COH + 3 HCl → Ph3C+HCl2 + H3O+Cl (szolvolízis)
Me4N+HCl2 + BCl3Me4N+BCl4 + HCl (ligandumhelyettesítés)
PCl3 + Cl2 + HCl → PCl+4HCl2 (oxidáció)

Más egyszerű kloridok[szerkesztés]

Hidratált nikkel(II)-klorid, NiCl2(H2O)6.

A periódusos rendszer majdnem minden eleme alkot kloridokat. Kivételt képeznek a nemesgázok a xenont leszámítva (XeCl2, XeCl4), melyek közömbösségük miatt nem vihetők reakcióba; a nukleárisan instabil nehezebb elemek, melyek elbomlanak mielőtt kémiai vizsgálatnak tehetnék ki őket, illetve a fluor és az oxigén, melyek ugyan alkotnak vegyületeket a klórral, de ezek a fluor és oxigén nagyobb elektronegativitása miatt fluoridoknak, vagy oxidoknak minősülnek.[37]

A fémek Cl2-al való klórozása általában magasabb oxidációs állapotot eredményez, mint a Br2-al való brómozás, amikor több oxidációs állapot is lehetséges. Erre példa a molibdén reakciója elemi klórral és brómmal, ahol MoCl5 és MoBr3 keletkezik. A kloridok előállíthatók az elemek, vagy oxidjaik, hidroxidjaik és karbonátjaik sósavval való reakciójával, majd enyhe melegítéssel, alacsony nyomáson, vagy vízmentes hidrogén-klorid gázzal dehidratálhatóak. Ezek a módszerek akkor működnek a legjobban ha a keletkező klorid stabil a hidrolízissel szemben. Más esetben valamilyen száraz eljárást kell alkalmazni, gyakran magas hőmérsékleten. A lehetőségek közt szerepel az elem magas hőmérsékletű oxidatív klórozása klórral, vagy hidrogén-kloriddal. Abban az esetben, ha egynél több oxidációs állapot lehetséges, néha előfordul, hogy elemi klórral oxidálva a nagyobb, hidrogén-kloriddal pedig a kisebb oxidációs számú vegyület keletkezik, például a vas esetén:

Fe + 32 Cl2 → FeCl3
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

További eljárásokat jelent a fém-oxidok, vagy más fém-halogenidek magas hőmérsékletű klórozása klórral, illékony fém-kloriddal, szén-tetrakloriddal, vagy egy szerves kloriddal. Például a cirkónium-dioxid klórral standard körülmények közt reagál és cirkónium-tetraklorid keletkezik, vagy az urán-trioxid reagál a hexaklórpropénnel urán-tetraklorid keletkezése mellett. Ez utóbbi esetben oxidációsszám-csökkenés is végbemegy, ami elérhető még a magasabb oxidációs számú klorid hidrogénnel, vagy fémmel való redukciójával, esetleg termikus disszociációval, vagy diszproporcióval:[37]

EuCl3 + 12 H2 → EuCl2 + HCl
ReCl5 → ReCl3 + Cl2 (500 °C)
AuCl3 → AuCl + Cl2 (160 °C)

Az alkáli- és alkáliföldfémek, valamint az aktinoidák és lantanoidák +2-es és +3-as vegyértékű kloridjainak többsége ionos, míg a nemfémek és a fémek +3-as oxidációs állapottól felfelé kovalens kloridokat alkotnak. Az ezüst-klorid vízben gyakorlatilag oldhatatlan, ezért az analitikában gyakran alkalmazzák kloridok kimutatására.[37]

Poliklorid ionok[szerkesztés]

Bár a klór erős oxidálószer nagy ionizációs energiával, de extrém körülmények között oxidálható a Cl+2 kationná. Ez a kation igen instabil és eddig csak az elektromágneses spektrumát figyelték meg, amikor kisnyomású kisülési csőben sikerült előállítani. A sárga színű Cl+3 kation ennél stabilabb és a következő módon lehet előállítani:[38]

Cl2 + ClF + AsF5Cl+3AsF6 (78°C)

A reakciót az oxidáló arzén-pentafluorid oldószerben viszik véghez. A trijodiddal analóg szerkezetű triklorid aniont (Cl3) is jellemezték már.[39]

Felhasználása[szerkesztés]

  • fontos szerepet tölt be a műanyagiparban, a PVC egyik alkotóeleme
  • a sósavat, és hipót az élet számos területén alkalmazzák (pl. mosószergyártás)
  • ivóvíz fertőtlenítése
  • papírfehérítés
  • harci gáz

Élettani tulajdonságai[szerkesztés]

Az élő szervezetek számára létfontosságú elem a klór, a kloridionok sejt töltésének beállítását szolgálják. Az elemi klór igen mérgező, belélegezve roncsolja a tüdőt és a nyálkahártyát.

Óvintézkedések[szerkesztés]

A hipót (és egyéb fertőtlenítőszert) nem szabad sósavval vagy más savas anyaggal (például vízkőoldóval) együtt használni! Savas közegben a hipóból mérgező klórgáz fejlődik, ami súlyos balesetet okozhat.

Források[szerkesztés]

  1. Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights – Commission II.I of the International Union of Pure and Applied Chemistry, 2013. (Hozzáférés: 2013. október 13.)
  2. The earliest salt production in the world: an early Neolithic exploitation in Poiana Slatinei-Lunca, Romania. [2011. április 30-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  3. ^ a b c d Greenwood and Earnshaw, p. 789–92
  4. ^ a b c d 17 Chlorine. Elements.vanderkrogt.net. (Hozzáférés: 2008. szeptember 12.)
  5. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 792–3
  6. Ihde, Aaron John. The development of modern chemistry. Courier Dover Publications, 158. o (1984. március 26.). ISBN 0-486-64235-6 
  7. (1932. március 26.) „The discovery of the elements. XVII. The halogen family”. Journal of Chemical Education 9 (11), 1915. o. DOI:10.1021/ed009p1915.  
  8. Gay-Lussac, Joseph Louis (1809. március 26.). „On the nature and the properties of muriatic acid and of oxygenated muriatic acid”. Mémoires de Physique et de Chimie de la Société d'Arcueil 2, 339–358. o. „"In fact, oxygenated muriatic acid is not decomposed by charcoal, and it might be supposed, from this fact and those that are communicated in this Memoir, that this gas is a simple body. The phenomena that it presents can be explained well enough on this hypothesis; we shall not seek to defend it, however, as it appears to us that they are still better explained by regarding oxygenated muriatic acid as a compound body."” 
  9. Sir Humphry Davy (1811. március 26.). „On a Combination of Oxymuriatic Gas and Oxygene Gas”. Philosophical Transactions of the Royal Society 101, 155–162. o. DOI:10.1098/rstl.1811.0008.  
  10. Snelders, H. A. M. (1971. március 26.). „J. S. C. Schweigger: His Romanticism and His Crystal Electrical Theory of Matter”. Isis 62 (3), 328. o. DOI:10.1086/350763.  
  11. This Month in Physics History September 4, 1821 and August 29, 1831: Faraday and Electromagnetism. American Physical Society. (Hozzáférés: 2010. május 8.)
  12. O'Connor J. J.: Michael Faraday. School of Mathematics and Statistics, University of St Andrews, Scotland. (Hozzáférés: 2010. május 8.)
  13. ^ a b "Bleaching". Encyclopædia Britannica (9th Edition (1875) and 10th Edition (1902)). Hozzáférés ideje: 2012-05-02. 
  14. Aspin, Chris. The Cotton Industry. Shire Publications Ltd, 24. o (1981. március 26.). ISBN 0-85263-545-1 
  15. Paul May: Bleach (Sodium Hypochlorite). University of Bristol. [2016. december 13-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2016. december 13.)
  16. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, p. 798
  17. Chlorine – History. [2007. február 21-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  18. Weaponry: Use of Chlorine Gas Cylinders in World War I. historynet.com. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  19. ^ a b c d e f g h i Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4
  20. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9
  21. (1973.) „Abundance of the Elements in the Solar System”. Space Science Review 15, 121–146. o. DOI:10.1007/BF00172440.  
  22. (2003. március 26.) „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties”. Nuclear Physics A 729, 3–128. o. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.  [halott link]
  23. Greenwood and Earnshaw, p. 795
  24. Gordon W. Gribble: The diversity of naturally produced organohalogens. In: Chemosphere. 2003, 52, S. 289–297, doi:10.1016/S0045-6535(03)00207-8.
  25. Sablon:Holleman&Wiberg
  26. The diaphragm cell process. Euro Chlor. (Hozzáférés: 2007. augusztus 15.)
  27. The membrane cell process. Euro Chlor. (Hozzáférés: 2007. augusztus 15.)
  28. Schmittinger, Peter et al. (2006) "Chlorine" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co., doi:10.1002/14356007.a06_399.pub2
  29. Greenwood and Earnshaw, pp. 796–800
  30. Greenwood and Earnshaw, pp. 853–6
  31. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 809–812
  32. Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6
  33. Aspen Properties, calculations by Akzo Nobel Engineering, binary mixtures modeling software, Aspen Technology (2002–2003) 
  34. Systemnummer 6 Chlor, Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. Chemie Berlin (1927) 
  35. Systemnummer 6 Chlor, Ergänzungsband Teil B – Lieferung 1, Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. Chemie Weinheim (1968) 
  36. Greenwood and Earnshaw, pp. 818–9
  37. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4
  38. Greenwood and Earnshaw, pp. 842–4
  39. Forráshivatkozás-hiba: Érvénytelen <ref> tag; nincs megadva szöveg a(z) Greenwood824 nevű ref-eknek

Fordítás[szerkesztés]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Chlorine című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Fordítás[szerkesztés]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Chlorine című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.