Klor

Izvor: Wikipedija
Skoči na: orijentacija, traži
Klor
Osnovna svojstva

Kemijski element
Simbol
Atomski broj

Klor
Cl
17
Kemijska skupina halogeni elementi
Grupa, perioda, Blok 17, 3, p
Izgled žutozeleni plin
Chlorine-sample.jpg
Gustoća1 3,200 kg/m3
Tvrdoća -
Specifični toplinski kapacitet (cp ili cV)2

(25 °C) (Cl2) 33,949 J mol–1 K–1

Talište -101,5 °C
Vrelište3 -34,4 °C
Toplina taljenja (Cl2) 6,406 kJ mol-1
Toplina isparivanja (Cl2) 20,41 kJ mol-1

1 pri standardnom tlaku i temperaturi
2 pri konstantnom tlaku ili volumenu
3 pri standardnom tlaku

Atomska svojstva
Atomska masa 35,453(2) 
Elektronska konfiguracija [Ne] 3s2 3p5

Kemijski element Klor nosi u periodnom sustavu elemenata simbol Cl, atomski (redni) broj mu je 17, a atomska masa mu iznosi 35,453(2) . Hrvatski naziv za klor je solik, a skovao ga je Bogoslav Šulek.

Svojstva i osobine[uredi VE | uredi]

Klor je najrasprostranjeniji halogeni element u prirodi. Kao ni ostalih halogenih elemenata, u prirodi ga nema u elementarnom stanju zbog velike kemijske reaktivnosti. Najčešće se nalazi u kloridima (NaCl, KCl i MgCl2), kojih ima u morskoj vodi, isušenim slanim jezerima i podzemnim nalazištima. Maseni udio kloridnih iona u moru je oko 1.94%, a u zemljinoj kori oko 0,013% (oko 130 ppm).

Najvažniji minerali klora su halit (NaCl), silvin (KCl) i karnalit (KCl x MgCl2 * 6H2O).

Elementarni klor je plin zelenkastožute boje, gustoće 2,5 puta veće od zraka (2,9 x 10-3 g/cm3 pri 25°C), što će reći da je dva i pol puta teži od zraka. Pritiskom i hlađenjem lako se pretvara u žutu tekućinu normalnog vrelišta.

Ima oštar, bockajući miris i vrlo je otrovan. Pri vrlo niskim koncentracijama i pri kraćem djelovanju samo nadražuje sluznicu dišnih organa, a ako je volumni udio u zraku samo 1%, već nekoliko udisaja može biti smrtonosno, zbog čega se i koristio kao bojni otrov u I. svj. ratu (1915.g.).
Jaki je nadražljivac, već i te male količine nadražuju oči i kožu, te reagira s vlagom sluznice nosa, grla i gornjih dišnih puteva, uzrokuje bronhitis i nakupljanje vode u plućima, dodir sa tekućim klorom uzrokuju ozebline i slijepoću.

Nastali nascentni kisik djeluje razorno na tkivo sluznice, a nadražuje je i klorovodična kiselina.

Klor na tržište dolazi u čeličnim bocama ili spremnicima pod tlakom. Klorirana voda za piće sadrži svega 0,1 mg klora po litri vode. U bazenima se osjeća miris klora iako voda u bazenu sadrži svega 0,3mg klora po litri vode.


Koeficijent elektronegativnosti (x) = 3,2

Afinitet prema elektronu = 348 kJ/mol

Standardni redukcijski elektrodni potencijal (E°(Cl2/2Cl-) = 1,36 (X2/2X-)/V

Topljivost u vodi pri 25°C = 0,092 mol/L (u 1 L vode pri 20°C otopi se 2,3 L klora)

  • Atomski radijus 99 pm.
  • Energija veze 243 kJ mol-1.
  • Energija ionizacije 1251 pri 0 K u kJ mol-1.
  • Elektronegativnost po Paulingu 3,0.

Dobivanje klora[uredi VE | uredi]

Industrijska proizvodnja klora, kao i njegovo laboratorijsko dobivanje, osniva se na oksidaciji kloridnih (Cl-) iona elektrokemijskim ili kemijskim putem.

2Cl- --> Cl2 + 2e-

U industriji se proizvodi elektrolizom taljevine ili koncentrirane vodene otopine natrijeva klorida. Posebno je važna elektroliza vodene otopine jer se time dobivaju dvije vrlo važne sirovine za kemijsku industriju: klor i natrijeva klužina.


Laboratorijski se klor obično dobiva reakcijom klorovodične kiseline s oksidacijskim sredstvima čiji je redukcijski elektrodni potencijal pozitivniji od klora, kao što su primjerice kalijev permanganat (KMnO4) i manganov dioksid (MnO2).

Reakcijom kalijevog permanganata (KMnO4) i koncentrirane klorovodične (solne) kiseline (HCl) razvija se klor:

2 KMnO4 + 16 HCl(konc.) --> 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O

Klor uveden u vodu se otapa, a djelomice s njom reagira i pritom se disproporcionira:

Cl2 + H20 <--> HCl + HClO

Nastala hipoklorasta kiselina je slaba i nestabilna, pa se razlaže uz otpuštanje atomskog ili nascentnog kisika.

HClO --> HCl + O

Klor koji nije kemijski reagirao ostaje otopljen u vodi. Tu otopinu nazivamo klorna voda.

Iako danas postoje suvremenije metode sterilizacije vode, klor se ipak ne isključuje potpuno, jer njegove vrlo male količine čine vodu trajnijom. Umjesto klora za dezinfekciju se može rabiti natrijev hipoklorit (NaOCl).

Smjesu vodika i klora u volumnom omjesu 1:1 nazivamo klorni praskavac.

Reakcija klora s bakrom i fosforom[uredi VE | uredi]

Pokusom u laboratoriju se može dokazati da klor može oksidirati bakar i fosfor. Reacije su vrlo burne i egzotermne, a produkti reakcija su bakrov(II) klorid i fosforov(V) klorid.

Cu(s) + Cl2(g) --> CuCl2(s)

2P(s) + 5Cl2(g) --> 2PCl5(s)

Klor reagira izravno s mnogim nemetalima, osim s plemenitim plinovima, dušikom i ugljikom. Također i s metalima, primjerice čelične strugotine u struji klora se zapale već pri 50°C.
Klor iz klorne vode pozitivnijeg redukcijskog potencijala (jače oksidacijsko sredstvo) od elementarnog broma i joda, zbog čega istiskuje brom i jod iz otopine njihovih soli.
Elementarni jod ne može istisnuti brom, jer je negativnijeg redukcijskog potencijala od broma.

Spojevi klora[uredi VE | uredi]

Organski spojevi klora[uredi VE | uredi]

Kiseline:

Anorganski spojevi klora[uredi VE | uredi]

Povijest[uredi VE | uredi]

C.W. Scheele je 1774. prvi dobio klor reakcijom klorovodične kiseline (HCl) i manganovog dioksida (MnO2). Godine 1870. britanski kemičar Humphry Davy dokazao je njegovu elementarnu prirodu i dao mu naziv klor, prema grčkom "χλωρóς" (kloros), što znači "blijedozelen".

Uporaba klora[uredi VE | uredi]

Osim velike i raznovrsne primjene klora u kemijskoj industriji, koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazenske vode. Razlog baktericidnom djelovanju je u tome što se pri nastajanju klorne vode oslobađa nascentni kisik. Osim za dezinfekciju, služi i za izbjeljivanje pamučnih, lanenih i drugih tkanina biljnog porijekla.

Izvori[uredi VE | uredi]

Logotip Wječnika
Potraži Klor u
Wječniku, slobodnom rječniku.